Công thức hóa học hay

- Biến thiên entanpi phản ứng bằng tổng entanpi sản phẩm trừ tổng entanpi tác chất có lưu ý hệ số hợp thức của phương trình phản ứng.. Nhiệt tạo thành sinh nhiệt : - Nhiệt tạo thành: l

CHƯƠNG 3: NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC

I Nguyên lý 1 nhiệt động học:

Q=∆U + A hay ∆𝑈 = 𝑄 − 𝐴

a) Quy ước dấu công và nhiệt:

- Hệ thu nhiệt: Q > 0 ; Hệ phát nhiệt: Q < 0

- Hệ nhận công: A < 0 ; Hệ sinh công ( thực hiện công): A> 𝟎

b) Nội năng: ∆𝑈 = 𝑄 − 𝐴

- Quá trình vòng ( chu trình): ∆𝑈 = 0

- Quá trình mở: ∆𝑈 = 𝑈2− 𝑈1 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡

 Nội năng U là hàm trạng thái, biến đổi nội năng ∆U chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái cuối của hệ, không phụ thuộc vào cách tiến hành quá trình

- Hệ cô lập: ∆𝑈 = 𝑈2− 𝑈1 = 0 ⇔ 𝑈2 = 𝑈1: Nội năng của hệ cô lập luôn luôn được bảo toàn

c) Công A:

Một số quá trình thường gặp:

- Quá trình đẳng tích: 𝑉 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡 𝑛ê𝑛 𝐴 = 0

- Quá trình đẳng áp: P=const nên A= P (V2 – V1)= P ∆𝑉

Trong trường hợp:

- Nếu hệ ngưng tụ: ∆V=0, A=0

- QT xảy ra ở hệ khí lý tưởng và T=const : T = const thì từ PV=nRT

A=P∆V=∆nRT

- QT đẳng nhiệt xảy ra trong hệ khí lý tưởng: T=const, P1V1=P2V2

- Quá trình đun nóng hay làm lạnh đẳng áp n mol khí lý tưởng:

A=P∆V=∆nRT

II Nhiệt đẳng tích, nhiệt đẳng áp:

a) Nội năng và nhiệt đẳng tích:

- Ở điều kiện đẳng tích (V=const, ∆V=0): QV = ∆U + P∆V = ∆U

→ Ở điều kiện đẳng tích, nhiệt cung cấp cho hệ chỉ dùng để tăng nội năng của hệ

→ Qv là hiệu ứng nhiệt đẳng tích

b) Entanpi và nhiệt đẳng áp:

- Ở điều kiện đẳng áp (p=const)



 2

1

PdV A

2

1 ln 1

2 ln

2

1

2

P nRT V

V nRT dV

V

nRT PdV

A V

V

V

V







  

Qp = U + PV = (U2-U1) + P(V2-V1) = (U2 + PV2) – (U1 + PV1)

Đặt H=U+PV, enthalpy, là hàm số trạng thái, kJ/mol hay kcal/mol

Qp = H2- H1 = H

H = U + P V

Hiệu ứng nhiệt ở điều kiện đẳng áp chính là sự biến đổi enthalpy,

hay gọi tắt là Hiệu ứng nhiệt

- Biến thiên entanpi phản ứng bằng tổng entanpi sản phẩm trừ tổng entanpi tác chất (có lưu ý hệ số hợp thức của phương trình phản ứng)

Nó đúng bằng hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học

ΔH = Hsp - Htc = Qp

d) Quan hệ giữa ∆U và ∆H:

- Trong các phản ứng chỉ có chất lỏng và chất rắn tham gia hoặc

phản ứng xảy ra ở trạng thái dung dịch thì ∆V có giá trị không đáng

kể

 Do đó, khi quá trình này được thực hiện ở áp suất thấp (áp suất khí quyển) thì P∆V ≈ 0 nên ∆H ≈ ∆U

- Trong các phản ứng có sự tham gia của pha khí, giả sử khí lý tưởng:

PV = nRT

∆ P∆V =∆n.RT (Điều kiện đẳng nhiệt , đẳng áp)

Nên: ∆H = ∆U +∆n.RT Với: ∆n = ∑n khí (sản phẩm) -∑n khí (chất khí)

Nếu n=0, nhiệt đẳng áp = nhiệt đẳng tích

e) Hiệu ứng nhiệt:

-Phản ứng tỏa nhiệt là phản ứng nhường năng lượng cho môi trường dưới dạng n hiệt (∆U < 0 hay ∆H < 0)

- Phản ứng thu nhiệt là phản ứng nhận năng lượng của môi trường dưới dạng nhiệt (∆U > 0 hay ∆H > 0)

III Nhiệt tạo thành ( sinh nhiệt) :

- Nhiệt tạo thành: là hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành 1 mol chất

đó từ các đơn chất ở trạng thái tự do bền vững Ở điều kiện tiêu chuẩn

(25°C,1atm) gọi là Nhiệt tạo thành tiêu chuẩn

- Enthalpy tiêu chuẩn, H0

298tt, là enthalpy đo ở 25oC, 1atm (H0

298tt

hay H0298 f)

- Nhiệt tạo thành tiêu chuẩn của các đơn chất bền bằng 0

Ví dụ: Cl2 khí, Br2 lỏng, I2 rắn, C graphit, S tà phương ,P đỏ )

- Nhiệt tạo thành của các chất có giá trị càng âm thì càng bền

IV Nhiệt đốt cháy:

- Nhiệt đốt cháy tiêu chuẩn của một chất (H0

298 đc hay H0

298 b ) là

hiệu ứng nhiệt của phản ứng đốt cháy 1 mol chất đó bằng oxy vừa đủ

để tạo thành các chất bền vững nhất ở điều kiện tiêu chuẩn (250C, 1 atm)

- Đối với các chất hữu cơ, nhiệt đốt cháy là hiệu ứng nhiệt của phản ứng đốt cháy 1 mol chất hữu cơ bằng oxy vừa đủ tạo thành khí CO2, nước (lỏng) và một số sản phẩm khác ( N2 , X2, HX )

V Định luật Hess và hệ quả:

a) Định luật: Hiệu ứng nhiệt của quá trình hóa học chỉ phụ thuộc vào

bản chất và trạng thái của các chất tham gia phản ứng và sản phẩm cuối chứ không phụ thuộc vào đường đi của quá trình

(Nghĩa là hiệu ứng nhiệt không phụ thuộc vào số và đặc điểm của các giai đoạn trung gian)

H = H 1 + H 2 = H 3 + H 4 + H 5 b) Hệ quả:

1 Tính hiệu ứng nhiệt dựa vào Nhiệt tạo thành:

- Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng nhiệt tạo thành của các sản phẩm trừ đi tổng nhiệt tạo thành của các chất ban đầu

VD: Xét phản ứng:

aA + bB = cC + dD H1 H2 H3 H4 (nhiệt tạo thành)

Hpu = cH3 + dH4 – (aH1 + bH2)

2 Tính hiệu ứng nhiệt dựa vào Nhiệt đốt cháy:

- Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng nhiệt đốt cháy của các chất đầu trừ đi tổng nhiệt đốt cháy của các sản phẩm

VD: Xét phản ứng đốt cháy:

aA + bB = cC + dD H1 H2 H3 H4 (nhiệt đốt cháy)

Hpu = aH1 + bH2 –(cH3 + dH4)

VI Entropi

 Nếu quá trình TN : S = QTN/T

 Nếu quá trình bất TN: S > QBTN/T, (T là nhiệt độ tại đó có xảy

ra sự trao đổi nhiệt)

Tổng quát:

 Entropy là hàm trạng thái:

S = S2 – S1 = SC – SĐ

 Đơn vị tính của S: j/(mol×độ), cal/(mol×độ)

 Nếu hệ là cô lập: Q = 0 => ΔS ≥ 0

 Nghĩa là đối với hệ cô lập:

 Quá trình thuận nghịch, ΔS = 0

 Quá trình bất thuận nghịch: ΔS > 0

 Trong hệ cô lập, quá trình tự xảy ra là quá trình kèm theo

sự tăng entropy

* Các tính chất của Entropy:

 Hệ càng phức tạp, phân tử càng phức tạp, thì entropy càng lớn

 Ví dụ : S0

298(O) < S0

298(O2) < S0

298(O3)

S0298(NO) < S0298(NO2)

 Đối với cùng 1 chất, thì các trạng thái rắn, lỏng, khí, entropy của nó có giá trị khác nhau và tăng dần lên

 Ví dụ: S của nước đá, nước lỏng, hơi nước lần lượt là: 41,31; 63,31; 185,60 j/(mol×độ)

S(rắn) < S(lỏng) < S(khí)

 Nhiệt độ và áp suất có ảnh hưởng lớn đến entropy: nhiệt độ tăng làm tăng entropy, áp suất tăng làm giảm entropy (do sự thay đổi độ hỗn loạn)

* Xác định độ biến đổi entropy của các quá trình hóa học

 Với phản ứng hóa học:  V>0   S>0

khi S<0 V<0

 Sự thay đổi entropy:

S = Ssản phẩm - Stác chất

 Xét phản ứng:

aA + bB = cC + dD

SA SB SC SD

Spu = cSC + dSD – (aSA + bSB)

 Dấu hiệu nhận ra Entropi tăng hay giảm dựa vào ∆𝑉

VII Thế đẳng áp:

G = H – TS (kj/mol, kcal/mol)

- Độ biến thiên thế đẳng áp khi hệ chuyển từ trạng thái đầu (G1) sang trạng thái cuối (G2); T, P=const:

∆G =G2-G1

T

U T

Q

S  V  



- ∆G tỷ lệ thuận với lượng chất phản ứng

- Độ thay đổi G (T=const, P=const) được xác định:

G = H – TS

được gọi là phương trình cơ bản của nhiệt động hóa học

- Tính ∆𝐺:

Xét phản ứng:

Aa + bB = cC + dD

A G0

B G0

CG0 D

G 0

pư = cG 0

C + dG 0

D – (aG 0

A + bG 0

B )

Xét một phản ứng hóa học

- G < 0 phản ứng xảy ra tự phát tại nhiệt độ khảo sát hoặc xảy ra theo chiều thuận (đối với phản ứng thuận nghịch)

- G > 0 phản ứng không xảy ra tại nhiệt độ khảo sát hoặc xảy ra theo chiều ngược lại (đối với phản ứng thuận nghịch)

- G = 0 phản ứng đạt cân bằng

*Tác động của các yếu tố enthanpy và entropylên chiều hướng diễn

biến của một phản ứng

NHỮNG CÔNG THỨC CÓ TRONG BẢNG PHỤ LỤC ĐỀ THI (1)

1)  H o =  H o

tt,sản phẩm  H o

tt,tác chất

2)  H o =  H o

đc,tác chất  H o

đc,sảnphẩm

3)  H o =  U o + RT  n

4)  S o =  S o

sản phẩm  S o

tác chất

5)  G o =  H o  T  S o

BÀI TẬP MINH HỌA

Ví dụ 1: Ở 1 atm, 250C có phản ứng H2(k) + 1/2O2(k) = H2O(k)

Xác định U, biết H = -58.1 kcal/mol

Bài giải:

H = U + pVU = H – nRT

n = 1 – (1 + ½) = -1/2

U = -(58.1*1000) + [½*1.987 *(25+273)] (kcal/mol)

Ví dụ 2: Xác định hiệu ứng nhiệt của pư:

C (gr) + ½O2(k) → CO(k), H0

298 (1)= ? Biết:

C(graphit) + O2(k) → CO2(k), H0298= -393,5 kJ (2)

CO(k) + ½O2(k) → CO2(k), H0

298= -283,0 kJ (3)

Giải:

 H0298 tt CO(k) = -393,5 -(- 283,0) = -110,5 kJ/mol

Ví dụ 3: Tính G0 ở 298 và 1000K của phản ứng:

C (gr) + H2O (k)  CO (k) + H2 (k)

H0

298 = -131.3 kJ

S0

298 = 133.67 J

 G0298 =H0298 -T S0298 = -131.3 –(298)x0.13367= 91.466 kJ

 G0

1000=H0

298 -T S0

298 = -131.3 –(1000)x0.13367= -2.37 kJ

Ví dụ 4: Cho phản ứng sau tại 25 oC:

C 2 H 2 (k) + 2H 2 O (l)↔CH 3 COOH (l) + H 2 (k)

298, tt (kJ/mol) 226,91 - 286,04 - 487,37 0

Giải:

∆G o = ∆H o – T.∆S o → ∆S o = - 308,3 J/ o K

CHƯƠNG 4: ĐỘNG HÓA HỌC

I Bậc phản ứng:

- Bậc phản ứng v = k[A]p[B]q (bậc phản ứng bằng p+q) được xác định từ thực

nghiệm Nếu tổng số mũ đó là 1, 2, 3, thì bậc phản ứng đó tương ứng được xác định là phản ứng bậc 1, bậc 2, bậc 3, …

II Tốc độ phản ứng:

- Đối với phản ứng tổng quát: aA + bB = eE + dD

Ta có vận tốc tức thời của phản ứng là :

V

a dt b dt e dt e dt

       

- Tóm lại:

+ Đối với phản ứng tổng quát:

aA + bB = cC + dD

ta có : v = k [A] m [B] n 4.4

Phương trình 4.4 (rút ra từ thực nghiệm) được gọi là phương trình tốc độ phản

ứng hay phương trình động học

Các giá trị n, m được xác định bằng thực nghiệm

Bậc phản ứng = m + n

+ Đối với phản ứng đơn giản: n, m trùng với hệ số a, b trong phương trình hóa học

III Phản ứng bậc 1 :

Xét phản ứng đơn giản đồng thể : aA  sản phẩm

Từ biểu thức vận tốc phản ứng bậc nhất ta có:

𝑣 = 𝑘[𝐴] (1) Mặt khác: 𝑣 = −1

𝑎

𝑑[𝐴]

𝑑𝑡 (2) Suy ra Hay 𝑘 = 1

𝑎𝑡 𝑙𝑛[𝐴]0

[𝐴]

Hằng số vận tốc lúc này có thứ nguyên không phụ thuộc vào nồng độ

Khi [A] = ½[A] 0 lúc đó t = t 1/2 : gọi là chu kỳ bán hủy

𝑡1/2 = 1

𝑎𝑘𝑙𝑛

[𝐴]0 [𝐴]0 2

= 1

𝑎𝑘𝑙𝑛2 =

0,693 𝑎𝑘

t 1/2 : còn gọi là thời gian nửa phản ứng Thời gian nửa phản ứng của phản ứng bậc nhất không phụ thuộc vào nồng độ và tỷ lệ nghịch với hằng số tốc độ phản ứng

ln[A] – ln[A] 0 = -akt

IV Phản ứng bậc 2 :

Xét phản ứng bậc 2 đơn giản đồng thể có dạng aA  sản phẩm

𝑣 = 𝑘[𝐴] 2 (1) Mặt khác: 𝑣 = −𝑎1𝑑[𝐴]𝑑𝑡 (2)

Kết hợp (1) và (2): suy ra 𝑑[𝐴][𝐴]2 = −𝑎𝑘𝑑𝑡

Lấy tích phân xác định hai vế : ∫ 𝑎𝑘𝑑𝑡 = − ∫0𝑡 [𝐴][𝐴]0𝑑[𝐴][𝐴]2 với [A] 0 là nồng độ ban đầu của A

Suy ra : 𝑎𝑘𝑡 = ([𝐴]1 −[𝐴]1

0 ) Hay 𝑘 = 𝑎𝑡1 ([𝐴]1 −[𝐴]1

0 ) Thứ nguyên của hằng số vận tốc k của phản ứng bậc hai phụ thuọcc vào đơn vị biểu thị nồng độ, nó có thứ nguyên nghịch đảo thời gian

Giả sử sau thời gian t = t1/2, thì A phản ứng hết một nửa lượng chất, [A] = [A] 0 /2

ta có:

𝑡1/2 = 1

𝑎𝑘.[𝐴] 0

Thời gian nửa phản ứng của phản ứng bậc hai tỷ lệ nghịch với nồng độ đầu

V Qui tắc Van’t Hoff

Sự tăng nhiệt độ trong đa số các trường hợp đều làm tăng vận tốc phản ứng

Từ kết quả nghiên cứu một số lượng lớn phản ứng, Van’t Hoff đã rút ra quy tắc

kinh nghiệm sau:

Nếu nhiệt độ phản ứng tăng thêm 10 o C thì vận tốc của đa số phản ứng sẽ tăng

2 – 4 lần Số lần tăng này được gọi là hệ số nhiệt độ của tốc độ phản ứng

T

T

k k

    

Tổng quát: n T n.10 (2 4)n

T

k k

    

Quy tắc kinh nghiệm Vant Hoff được biểu diễn bằng công thức sau :

2 1 10

T T

trong đó : v1 và v2 là vận tốc phản ứng tương ứng với nhiệt độ T1 và T2  - chỉ số nhiệt độ (hệ số Van’t Hoff)

Qui tắc này chỉ đúng trong khoảng nhiệt độ không lớn

CHƯƠNG 5: CÂN BẰNG HÓA HỌC

I Hằng số cân bằng

a) Hằng số cân bằng mol (K C )

aA + bB  cC + dD

𝐾𝑐 = [𝐶]𝑐[𝐷]𝑑

[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏

KC : hằng số cân bằng theo nồng độ

[A], [B], [C], [D] nồng độ các chất khi hệ đạt trạng thái cân bằng

b) Hằng số cân bằng áp suất riêng K P

𝐾𝑝 = 𝑃𝐶𝑐 𝑃𝐷𝑑

𝑃𝐴𝑎 𝑃𝐵𝑏

KP : hằng số cân bằng theo áp suất

PA, PB, PC, PD, áp suất riêng phần của các chất khí tại thời điểm cân bằng

 Mối liên hệ giữa Kp và Kc

Đối với khí lý tưởng, từ PV = nRT và 𝐶 = 𝑛𝑉 (𝐶: 𝑙à 𝑛ồ𝑛𝑔 độ)

Ta có: P = CRT

𝐾𝑝 = 𝑃𝐶𝑐 𝑃𝐷𝑑

𝑃𝐴𝑎 𝑃𝐵𝑏 =

[𝐶]𝑐(𝑅𝑇)𝑐[𝐷]𝑑(𝑅𝑇)𝑑

[𝐴]𝑎(𝑅𝑇)𝑎[𝐵]𝑏(𝑅𝑇)𝑏 = 𝐾𝑐(𝑅𝑇)[(𝑐+𝑑)− (𝑎+𝑏)] Hay 𝑲𝒑 = 𝑲𝒄(𝑹𝑻)𝜟𝒏

Δn = (c + d) – (a + b): biến thiên số mol khí của phản ứng

Lưu ý: R = 0,082 (L.atm/mol.K)

c) Hằng số cân bằng phân số mol (K x )

- Phân số mol hay nồng độ phần mol của một chất A trong hỗn hợp là

tỷ số giữa số mol chất A với tổng số mol các chất có trong hỗn hợp

𝒙𝒊 = 𝒏𝒊

⅀𝒏𝒊 =

𝑷𝒊 𝑷

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

𝐾𝑥 = 𝑥𝐶𝑐𝑥𝐷𝑑

𝑥𝐴𝑎𝑥𝐵𝑏

xi: phần số mol của từng chất ở thời điểm cân bằng

 Mối liên hệ giữa K x và K P

𝐾𝑥 = 𝑥𝐶

𝑐𝑥𝐷𝑑

𝑥𝐴𝑎𝑥𝐵𝑏 = (

𝑃𝐶

𝑃 )𝑐(𝑃𝑃 )𝐷 𝑑 (𝑃𝐴

𝑃 )𝑎(𝑃𝑃 )𝐵 𝑏

= 𝐾𝑃(𝑃)[(𝑎+𝑏)− (𝑐+𝑑)]

𝑲𝒑 = 𝑲𝒙(𝑷)𝜟𝒏

Δn = (c + d) – (a + b): biến thiên số mol khí của phản ứng

II Phương trình cân bằng và hằng số cân bằng

 PT cân bằng : N2O4 (k)  2 NO2 (k) 𝐾𝐶 = [𝑁𝑂2 ]2

[𝑁2𝑂4]

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

2 NO2 (k)  N2O4 (k) 𝐾′𝐶 = [𝑁𝑂4 ]

[𝑁𝑂2] 2 = 1

𝐾𝐶

→Giá trị K phụ thuộc vào cách viết phương trình

 Giá trị K phụ thuộc vào cách cân bằng phương trình:

N2O4 (k)  2 NO2 (k) 𝐾𝐶 = [𝑁𝑂2 ]2

[𝑁2𝑂4]

½ N2O4 (k)  NO2 (k) 𝐾′𝐶 = [𝑁𝑂2 ]

[𝑁2𝑂4] 1/2 → 𝐾′𝑐 = √𝐾𝐶

2 N2O4 (k)  4NO2 (k) 𝐾′′𝐶 = [𝑁𝑂2 ]4

[𝑁2𝑂4] 2 → 𝐾′′𝐶 = 𝐾𝐶2

III Mối liên hệ giữa K P và ΔG 0

Dựa vào nguyên lý 2 của nhiệt động lực học người ta đã thiết lập được biểu thức sau đây cho phản ứng trong pha khí:

aA + bB  cC + dD

ΔG = ΔG0+ RTlnPC

cPDd

PAaPBb

PA, PB, PC, PD là áp suất riêng phần của các chất A, B, C, D ở điều kiện bất kỳ

- Khi phản ứng đạt cân bằng: ΔG = 0

Ta có: ΔG0 = − RTlnPCcPDd

PAaPBb

Ở đây PA, PB, PC, PD là áp suất riêng phần của các chất A, B, C, D lúc cân bằng

Vậy ΔG0 = - RTlnKp (Phương trình đẳng nhiệt Vant’Hoff)

Lưu ý: Tùy theo đơn vị của ΔG mà chọn giá trị R tương ứng

+ ΔG (kj/mol) cần chọn R=8,314 (J.mol-1.K-1)

+ ΔG (kcal/mol) cần chọn R=1,987 (cal.mol-1.K-1)

Như vây:

- Nếu Go < 0 thì KP > 1 Nếu Go càng âm thì KP càng lớn, tức là phản ứng xảy ra hoàn toàn, lúc cân bằng nồng độ sản phẩm càng lớn

- Nếu Go > 0 thì KP < 1 Nếu Go càng lớn thì KPcàng nhỏ, nồng độ sản phẩn càng ít

Từ hệ thức trên ta cũng thấy mối liên hệ giữa KP và nhiệt độ

Go = Ho - TSo

Go = - RTlnKP

Ta có : - RTlnKP = Ho - TSo

lnKP là hàm bậc nhất của

1

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

1

P

K

và K P2, với

1 1

ln ln

o

H

 



     

 

lnKP = − ΔG

0 RT

ln

P

S K

RT R

 

  

Hay

1

1 1 ln

o

 



    

 

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

KP ở một nhiệt độ khác Và nếu biết K P1

và K P2ở T1 và T2 ta có thể tính được Ho của phản ứng

* Đối với phản ứng xảy ra trong dung dịch:

ΔG = ΔG0+ RTln[C]c[D]d

[A]a[B]b

Khi phản ứng đạt cân bằng ta cũng có:

ΔG0 = − RTln[C][A]ca[D][B]db = -RTlnKc

Lưu ý: công thức liên hệ giữa Go và hằng số Kc chỉ áp dụng khi n =

0 (không có sự biến thiên số mol khí) hoặc phản ứng xảy ra trong dung dịch

IV Dựa vào hằng số cân bằng để dự đoán chiều diễn tiến của phản ứng

Chỉ số phản ứng (Q)

aA + bB  cC + dD

Đặt Q = [A][C]ca[D][B]db

[A], [B], [C], [D] là nồng độ các chất ở thời điểm bất kỳ Đối với phản ứng trong pha khí có thể thay nồng độ bằng áp suất riêng phần

• Có thể xem như chỉ số phản ứng Q là thước đo quá trình phản ứng

G = Go + RTlnQ = RTlnK + RTlnQ

𝑙𝑛𝐾𝑐 = − 𝛥𝐺0

𝑅𝑇

 G = RTln Q

Kcb

Các phản ứng thuận nghịch luôn có xu thế đạt trạng thái cân bằng,

do đó:

• Khi Q < K cb  Q/K cb < 1  G < 0 phản ứng thuận chiếm

ưu thế đến khi hệ đạt cân bằng

• Khi Q > K cb  Q/K cb > 1  G > 0 phản ứng nghịch chiếm

ưu thế đến khi hệ đạt cân bằng

• Khi Q = K cb  G = 0 hệ đạt trạng thái cân bằng

V Sự chuyển dịch cân bằng

Nguyên lý Le Chatelier:

“Với một hệ đang ở trạng thái cân bằng, nếu ta thay đổi bất kỳ một yếu tố xác định điều kiện cân bằng (áp suất, nồng độ, nhiệt độ) thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều chống lại sự thay đổi đó”

VI Ảnh hưởng của nồng độ

Khi thêm một lượng tác chất hoặc sản phẩm vào hệ cân bằng thì chỉ

số phản ứng Q sẽ thay đổi và khác Kcb, hệ không còn cân bằng nữa

Từ biểu thức trên ta thấy:

- Nếu thêm sản phẩm vào hệ thì Q > K  ΔG > 0  phản ứng nghịch

chiếm ưu thế và cân bằng chuyển dịch về phía tạo thành các tác chất cho đến khi hệ đạt đến trạng thái cân bằng trở lại

- Và ngược lại khi thêm tác chất Q < K  ΔG < 0  phản ứng thuận

chiếm ưu thế và cân bằng chuyển dịch về phía chiều thuận tạo thành các sản phẩm cho đến khi hệ đạt đến trạng thái cân bằng trở lại

Như vậy, “Khi thêm một lượng tác chất hoặc sản phẩm vào hệ cân bằng, cân bằng sẽ chuyển dịch theo hướng tiêu thụ bớt chất thêm đó”

VII Ảnh hưởng của áp suất

Sự thay đổi áp suất không ảnh hưởng nhiều đối với nồng độ chất rắn và chất lỏng, nhưng rất có ý nghĩa đối với chất khí

 G = RTln Q

Kcb