Chƣơng 4

ĐỘNG HỌC CỦA PHẢN ỨNG HÓA HỌC

Mục tiêu
Chương này đề cập về động học của phản ứng hóa học, cách xác định tốc độ phản
ứng và các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng. Một số nội dung cơ bản trọng tâm
như:
 Khái niệm về động hóa học và tốc độ phản ứng;
 Cách tính tốc độ phản ứng và cách xác định bằng thực nghiệm;
 Sự biến đổi nồng độ của các chất trong phản ứng theo thời gian;
 Sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng vào nồng độ, nhiệt độ, xúc tác,…
Vì thế, một số kiến thức cần phải nắm vững:
 Biểu thức tốc độ phản ứng;
 Hằng số tốc độ phản ứng;
 Cách xác định hằng số tốc độ của một số phản ứng: phản ứng bậc 1 và bậc 2;
 Phƣơng trình Arrhenius;
 Quy tắc Van’t Hoff…

141


MỞ ĐẦU
Các hệ khí, lỏng, rắn và dung dịch thơng thường là những hệ mà thành phần hóa
học của chúng không đổi theo thời gian. Trong phần này, chúng ta sẽ đề cập đến
những hệ hơi khác so với hệ thơng thường, ở đó thành phần hóa học của chúng khơng
phải là một hằng số theo thời gian. Một ví dụ là quá trình sản xuất polyme, trong quá
trình này tính chất của nhựa được quyết định bởi tốc độ tương đối của các sự kiện diễn
ra trong phản ứng polyme hóa.
Phản ứng hóa học địi hỏi cần có thời gian để hoàn thành và phụ thuộc vào bản
chất của tác chất và sản phẩm, điều kiện mà ở đó phản ứng xảy ra. Nhiều phản ứng

xảy ra trong thời gian được tính bằng phần giây, trong khi có những phản ứng cần thời
gian lâu hơn nhiều. Nếu chúng ta cho ion Ag+ vào dung dịch NaCl, kết tủa AgCl tạo ra
gần như tức thời. Còn nếu trộn xi măng để xây nhà thì thời gian để xi măng đóng rắn
hồn tồn là khoảng vài năm.

Hình 4.1. Sự cháy và sự gỉ sét của sắt có tốc độ khác nhau
Mơn học về tốc độ hay vận tốc của phản ứng có những ứng dụng quan trọng trong
cuộc sống. Chẳng hạn như chúng ta muốn biết ở điều kiện nào thì quá trình sản xuất
NH3 từ H2 và N2 xảy ra trong thời gian chấp nhận được và có tính kinh tế. Hay như
chúng ta muốn biết liệu các khí độc phá hủy tầng ozon có nhanh hơn tầng này được
tạo thành hay không? Để trả lời được những câu hỏi này cần những kiến thức cơ bản
về tốc độ phản ứng. Một lý do nữa để học tốc độ phản ứng là để hiểu về cơ chế phản
ứng hóa học diễn ra như thế nào.
Chúng ta sẽ xem xét phản ứng hóa học một cách chi tiết hơn và những câu hỏi có
thể được đưa ra là: Tốc độ của phản ứng hóa học được tính như thế nào? Làm sao biểu
diễn mối quan hệ giữa tốc độ và các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ? …
4.1. CÁC KHÁI NIỆM CHUNG
4.1.1. Tốc độ phản ứng
Trong các chương trước, chúng ta đã học về nhiệt động hóa học và biến thiên
năng lượng tự do Gibbs G. Ở điều kiện đẳng nhiệt và đẳng áp, một phản ứng hóa học
có thể xảy ra hay không căn cứ vào giá trị G này. Nếu G ≤ 0, nhiệt động hóa học
chỉ cho ta biết phản ứng hóa học có thể xảy ra nhưng không cho ta biết phản ứng xảy
ra trong bao lâu, tức là phản ứng xảy ra nhanh hay chậm. Lĩnh vực hóa học nghiên cứu
142


tốc độ của các phản ứng được gọi là động hóa học. Động hóa học nghiên cứu về tốc độ
phản ứng hay sự thay đổi nồng độ của tác chất và sản phẩm theo thời gian.
Tốc độ phản ứng là lượng sản phẩm được tạo thành hay lượng tác chất được sử
dụng trên một đơn vị thời gian. Để cách tính tốc độ khơng phụ thuộc vào tổng lượng

hỗn hợp phản ứng được dùng, ta biểu diễn tốc độ cho một đơn vị thể tích của hỗn hợp.
Cho nên, tốc độ phản ứng là sự tăng lên nồng độ của sản phẩm của phản ứng trên một
đơn vị thời gian, hay sự giảm xuống nồng độ của tác chất trên một đơn vị thời gian.
Đơn vị thường sử dụng cho nồng độ là mol/L, còn thời gian là giây (s), phút (ph) hay
giờ (h), tốc độ phản ứng là mol/(L.s), mol/(L.ph) hay mol/(L.h).
Xét phản ứng tổng quát sau: A + B → C + D
(*)
Theo định nghĩa tốc độ phản ứng, người ta đưa ra khái niệm tốc độ phản ứng trung
bình: tốc độ được đo bằng biến thiên nồng độ của các chất phản ứng trên một đơn vị
thời gian.
Theo phản ứng (*), tốc độ phản ứng trung bình trong khoảng thời gian t có thể
được tính theo một trong bốn chất A, B, C hay D. Giả sử ở thời điểm t nồng độ của các
chất là [A], [B], [C] và [D]; ở thời điểm t + t, nồng độ các chất thay đổi như sau: chất
A = [A] ˗ [A], chất B = [B] ˗ [B], chất C = [C] + [C], chất D = [D] + [D].
Δ[A] Δ[B]
Δ[C]
Δ[D]
==+
=+
Nên tốc độ trung bình: vTB =(4.1)
Δt
Δt
Δt
Δt
Nếu tính theo tác chất A hay B thì có dấu “” phía trước để lượng [A], [B]
có giá trị dương vì tác chất mất dần trong phản ứng.
Bài tập áp dụng 4.1. Cho phản ứng: 2N2O5(k) → 4NO2(k) + O2(k), với nồng độ
[O2] theo thời gian như sau:
t (s)
0

600 1200 1800 2400 3000 3600 4200 4800 5400 6000
[O2].103
(mol/L)

0,0

2,1

3,6

4,8

5,7

6,3

6,8

7,2

7,5

7,7

7,8

Hướng dẫn:
Tốc độ trung bình trong khoảng thời gian từ 0s đến 1200s (t = 1200s – 0s =
1200s, [O2] = 3,6.103 mol/L – 0 mol/L = 3,6.103 mol/L) là:


3,6.10-3mol/L
= 3.10-6 (mol/Ls) .
1200s
Tốc độ trung bình trong khoảng thời gian từ 4200s đến 5400s (t = 5400s – 4200s
= 1200s, [O2] = 7,7.103 mol/L  7,2.103 mol/L = 0,5.103mol/L):
vTB =

0,5.10-3mol/L
= 4,17.10-7 (mol/Ls)
1200s
Tốc độ phản ứng trung bình sẽ tiến đến tốc độ phản ứng tức thời nếu đại lượng t
tiến dần đến 0. Tốc độ phản ứng tức thời ở thời điểm t:
-Δ[A]
-Δ[B]
Δ[C]
Δ[D]
vTT  lim
= lim
= lim
= lim
(4.2)
t 0
t 0
t 0 Δt
t 0 Δt
Δt
Δt
vTB =

143



d[A] d[B] d[C] d[D]
==
=
(4.3)
dt
dt
dt
dt
Để phân biệt giữa tốc độ trung bình và tốc độ tức thời của một phản ứng hóa học
chúng ta lấy kiến thức vật lý về chuyển động của một vật cho dễ hiểu. Ví dụ một người
đang chạy xe máy từ Tp.HCM đi Thủ Dầu Một với quãng đường 24km. Trong một lúc
nào đó xe chạy qua qng đường hẹp và đơng, nhìn lên kim tốc độ thấy ở giá trị
20km/h; hay lúc ở quãng đường rộng nhìn lên kim tốc độ thấy 60km/h. Đó là giá trị
tốc độ tức thời ở thời điểm xem. Tuy nhiên, người này đi đến nơi thấy mất 45 phút;
Hay:

vTT =-

như vậy tốc độ trung bình của người này là

24km
=32km/h .
3/4h

Ví dụ với phản ứng 2HI(k) → H2(k) + I2(k), ta thấy cứ mỗi 2 mol HI bị mất đi sẽ
tạo ra 1 mol H2 và 1 mol I2. Mà tốc độ tính theo các chất khác nhau của phản ứng phải
1 d[HI] d[H 2 ] d[I2 ]
=

=
như nhau, cho nên: v = 2 dt
dt
dt
Một cách tổng quát với phản ứng: mA + nB → pC + qD ta có:

v =-

1 d[A] 1 d[B] 1 d[C] 1 d[D]
==
=
m dt
n dt
p dt
q dt

(4.4)

Với m, n, p và q lần lượt là hệ số tỉ lượng của phản ứng ứng với chất A, B, C và D.
4.1.2. Xác định tốc độ phản ứng bằng thực nghiệm
Để tính tốc độ phản ứng, chúng ta phải xác định được nồng độ của các tác chất và
sản phẩm của phản ứng trong suốt quá trình thực hiện phản ứng. Một trong những
cách để xác định nồng độ của phản ứng chậm là lấy mẫu từ hỗn hợp phản ứng ở các
thời điểm khác nhau và đem phân tích chúng. Một ví dụ là phản ứng thủy phân của
etyl axetat trong mơi trường axit có thể được kiểm tra nồng độ bằng cách này. Vì là
phản ứng chậm, lượng axit axetic được sinh ra ở các thời điểm có thể được xác định
bằng phương pháp chuẩn độ acid-bazơ.
Có một số kỹ thuật tiện dụng hơn để theo dõi liên tục tiến trình của phản ứng bằng
cách quan sát sự thay đổi một số tính chất vật lý của hệ phản ứng. Các phương pháp
vật lý này thường áp dụng được cho cả phản ứng chậm và phản ứng nhanh. Vài ví dụ

về các phương pháp này như: phương pháp đo áp suất, phương pháp đo quang phổ tử
ngoại - khả kiến (UV-Vis), phương pháp đo phổ hồng ngoại (IR), hay phương pháp đo
phổ cộng hưởng từ hạt nhân (NMR)…
Ví dụ phản ứng có chất khí 2N2O5(k) → 4NO2(k) + O2(k) được thực hiện ở nhiệt
độ và thể tích xác định. Bằng cách gắn đầu dị theo dõi áp suất vào hệ chúng ta biết
được áp suất của hệ trong quá trình phản ứng diễn ra. Vì áp suất tỉ lệ thuận với nồng
độ khí nên từ đó ta xác định được tốc độ của phản ứng.
4.2. CÁC YẾU TỐ ẢNH HƢỞNG ĐẾN TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG
Như đã nói ở phần mở đầu, tốc độ phản ứng phụ thuộc vào bản chất của tác chất
trong phản ứng. Có những phản ứng xảy ra nhanh, một số phản ứng khác lại xảy ra
chậm, nhưng tốc độ của bất kỳ phản ứng nào cũng bị ảnh hưởng bởi những yếu tố sau:
144


- Nồng độ của tác chất: thơng thường thì tốc độ của phản ứng tăng khi nồng độ
của tác chất tăng. Ví dụ tốc độ của phản ứng đốt cháy tăng khi tăng nồng độ của khí
O2. Tuy nhiên, có những phản ứng thì tốc độ lại khơng bị ảnh hưởng bởi một tác chất
đặc biệt nào đó dù nó hiện diện ở bất kỳ nồng độ nào.
- Nồng độ chất xúc tác: Chất xúc tác là một hợp chất làm tăng tốc độ phản ứng mà
nó khơng bị tiêu thụ đi hay mất đi trong phản ứng tổng quát. Vì nó khơng bị tiêu thụ
nên chất xúc tác khơng xuất hiện trong phương trình hóa học tổng qt đã cân bằng.
- Nhiệt độ tại đó phản ứng xảy ra: Thông thường phản ứng được tăng tốc khi nhiêt
độ tăng. Ví dụ như việc nấu ăn, thức ăn sẽ mau chín hơn nếu đun nấu ở nhiệt độ cao
hơn.
- Diện tích tiếp xúc đối với phản ứng dị thể: Ví dụ như phản ứng dị thể có một
trong những tác chất là chất rắn hay chất xúc tác là chất rắn cịn các tác chất cịn lại
trong mơi trường dung dịch lỏng hoặc khí. Khi đó phản ứng chỉ xảy ra trên bề mặt tiếp
xúc của chất rắn, cho nên tốc độ phản ứng sẽ tăng nếu tăng diện tích tiếp xúc của chất
rắn.
4.2.1. Ảnh hƣởng của nồng độ tác chất

4.2.1.1. Định luật tốc độ phản ứng
Từ thực nghiệm người ta nhận thấy rằng tốc độ phản ứng phụ thuộc vào nồng độ
của tác chất nhất định cũng như nồng độ chất xúc tác nếu có. Xét phản ứng của NO2
với F2 cho ra NO2F như sau:
2NO2(k) + F2(k) → 2NO2F(k)
Tốc độ của phản ứng này được quan sát thấy tỉ lệ với nồng độ NO2. Khi nồng độ
khí NO2 tăng lên gấp đơi thì tốc độ phản ứng tăng gấp đôi. Tốc độ phản ứng cũng tỉ lệ
với nồng độ của F2; tăng gấp đôi nồng độ F2 cũng làm tăng gấp đôi tốc độ.
Định luật tốc độ phản ứng: Đối với gần như tất cả phản ứng theo chiều thuận,
không thuận nghịch, tốc độ phản ứng tỉ lệ với tích số nồng độ của tác chất với số mũ
tương ứng
Đối với phản ứng tổng quát: aA + bB → cC + dD
tốc độ phản ứng tỉ lệ với tích số [A]m[B]n như sau:

v = k[A]m [B]n

(4.5)
Phương trình (4.5) là biểu diễn của định luật tốc độ phản ứng cho phản ứng tổng
quát ở trên.
Với:
- [A], [B] là nồng độ thường được tính theo đơn vị mol/L của tác chất A, B ở thời
điểm khảo sát;
- m, n lần lượt là bậc phản ứng theo chất A và B; tổng m + n gọi là bậc tổng quát
của phản ứng; m, n chỉ được xác định bằng thực nghiệm và chúng có thể là số nguyên
dương hay âm hoặc một số thập phân;
- k: gọi là hằng số tốc độ phản ứng, nó phụ thuộc vào bản chất của các chất tham
gia phản ứng và nhiệt độ; ở nhiệt độ xác định k là một hằng số, tuy nhiên giá trị của k
sẽ thay đổi theo nhiệt độ; k có các đơn vị khác nhau tùy vào bậc phản ứng, nói chung k
145



có đơn vị sao cho tốc độ v có đơn vị mol/(L.thời gian), (thời gian ở đây có thể là giây
(s), phút (ph) hay giờ (h)).
* Lưu ý: bậc của phản ứng chỉ có thể xác định bằng thực nghiệm, m và n không
thể được suy ra chỉ từ hệ số của phương trình hóa học đã cân bằng (m ≠ a, n ≠ b). Bậc
m, n chỉ bằng với hệ số tỉ lượng trong trường hợp phản ứng xảy ra theo cơ chế một
giai đoạn.
−
Bài tập áp dụng 4.2. ion iodua I bị oxi hóa bởi H2O2 trong mơi trường axit cho ra
−
triiodua I3 theo phản ứng sau:
−
−
H2O2(aq) + 3I (aq) + 2H+(aq) → I3 (aq) + 2H2O(l)
Các thí nghiệm xác định tốc độ ban đầu của phản ứng được cho trong bảng sau.
Từ các dữ liệu thực nghiệm hãy xác định bậc phản ứng và hằng số tốc độ phản ứng.
Bảng 4.1. Dữ liệu thực nghiệm của phản ứng oxi hóa I bởi H2O2
−
Thí nghiệm
[H2O2]0 (mol/L)
[H+]0 (mol/L)
v0 (mol/(L.s))
[I ]0 (mol/L)
1

0,010

0,010

0,00050


1,15.10−6

2

0,020

0,010

0,00050

2,30.10−6

3

0,010

0,020

0,00050

2,30.10−6

4
0,010
0,010
0,00100
1,15.10−6
Hướng dẫn:
Để biết được bậc phản ứng của tác chất, đầu tiên chúng ta phải biết định luật tốc

độ phản ứng hay viết ra được biểu thức tính tốc độ phản ứng. Dựa vào phương trình
phản ứng hóa học đã cho, ta giả sử rằng tốc độ phản ứng được tính như sau:
Chúng ta có thể xác định bậc phản ứng riêng cho từng tác chất (m, n, p) bằng cách
chọn những thí nghiệm có nồng độ các chất đều không đổi ngoại trừ một chất thay đổi.
Từ dữ liệu thực nghiệm của phản ứng, xét thí nghiệm 1 và thí nghiệm 2, ta thấy
rằng tất cả các nồng độ ban đầu đều cố định ngoại trừ nồng độ [H2O2]0. Ta lập tỉ số 2
biểu thức vận tốc ở 2 thí nghiệm 1 và 2 để tìm giá trị m:
p
m
p
n
H2 O2 2
v2 k H 2 O 2 m
I 2 n H 2
2 I 2 H 2
(
) (
) (
)
p
n
v1 k H 2 O 2 m
H2 O2 1
I 1
H 1
1 I 1 H 1
(

)


(

)

(

)

Tương tự:
Lập tỉ số

ta tính được 2 = 2n

n = 1,

Lập tỉ số

ta tính được 1 = 2p

p=0

Vậy bậc tổng quát của phản ứng là: m + n + p = 1 + 1+ 0 = 2
Thế giá trị m, n, p vào biểu thức tốc độ ứng với thí nghiệm 1 ta tính được k:
(

) (

) (
146


)


(

) (

(

)

(

)

)

Phản ứng dị thể: Là những phản ứng chỉ xảy ra trên bề mặt phân cách pha và các
chất tham gia ở các pha khác nhau như: chất rắn - chất lỏng, chất rắn - chất khí, chất
lỏng - chất khí, chất rắn - chất rắn, chất lỏng - chất lỏng… Trong trường hợp phản ứng
dị thể có chất rắn thì trong phương trình tốc độ phản ứng khơng có mặt nồng độ của
chất rắn. Vì nồng độ chất rắn được coi có giá trị khơng đổi và được đưa vào hằng số
tốc độ phản ứng.
Ví dụ: phản ứng dị thể Fe(r) + O2(k) → Fe2O3(r)
sẽ có
4.2.1.2. Sự thay đổi nồng độ theo thời gian - phương trình động học tích phân
Biểu thức tốc độ phản ứng chỉ cho ta biết tốc độ khi biết được nồng độ ở thời điểm
xác định nhưng không cho ta biết mối quan hệ toán học giữa nồng độ tác chất với thời
gian. Hơn nữa, các dữ liệu thực nghiệm thường đo đạc nồng độ của tác chất theo thời
gian. Nếu chúng ta có phương trình tốn học biển diễn mối quan hệ nồng độ với thời

gian, chúng ta có thể dự đốn được nồng độ tác chất ở tất cả các thời điểm khác nhau.
Và chúng ta có thể tính được lúc nào thì phản ứng xảy ra được một nửa, hay ⁄ hoặc
⁄ … Phương trình tốn học biểu diễn mối quan hệ giữa nồng độ và thời gian gọi là
phương trình động học tích phân. Phần tiếp theo chúng ta chỉ xem xét phương trình
động học tích phân của một số phản ứng đơn giản bậc 0, bậc 1 và bậc 2.
 Phản ứng bậc 0:
Xét phản ứng bậc 0:
A → B
t = 0:
a
0
t:
(a - x)
x
Vì là phản ứng bậc 0 nên theo định luật tốc độ phản ứng ta có:
d[A]
v== k[A]0 = k  d[A] = -kdt
(4.6)
dt
Lấy tích phân phương trình vi phân trên ta có:
a-x

t

a

0

 d[A]= - k  dt  (a - x) - a = - k(t - 0)  x = kt


(4.7)

Thời gian bán hủy của phản ứng: là thời gian cần thiết để phản ứng xảy ra được
một nửa, kí hiệu: ⁄ .
Khi một nửa phản ứng đã xảy ra thì x =

, nên: t 1 =
2

 Phản ứng bậc 1:
Xét phản ứng bậc 1:

a
2k

A → C + D
t = 0: a
0
0
t:
(a – x)
x
x
Vì là phản ứng bậc 1 nên theo định luật tốc độ phản ứng ta có:
147

(4.8)


d[A]

d[A]
= k[A]1 
= - kdt
dt
[A]
Lấy tích phân phương trình vi phân trên ta có:
a-x
t
d[A]
=
k
a [A]
0 dt  ln(a - x) - lna = - k(t - 0)  lna - ln(a - x) = kt
v=-

ln

hay: ln

a
= kt (4.10) ; và t 1 =
2
a-x

a
1
a- a
2  t = ln2 = 0,693
1
2

k
k
k

(4.9)

(4.10)

(4.11)

 Phản ứng bậc 2:
Xét phản ứng bậc 2:

A + B → C + D
t = 0: a
b
0
0
t:
(a – x) (b – x)
x
x
Vì là phản ứng bậc 2 nên theo định luật tốc độ phản ứng ta có:
v=

d[C]
dx
dx
= k[A][B] = k(a-x)(b-x) 
= k(a-x)(b-x) 

= kdt
dt
dt
(a-x)(b-x)

Lấy tích phân phương trình vi phân trên ta có:

1
b(a-x)
ln
= kt
a-b a(b-x)

(4.12)
(4.13)

Trường hợp phản ứng bậc 2 ứng với chất A ( v  k[A] ) hoặc bậc 1 theo chất A và
bậc 1 theo chất B và nồng độ ban đầu của 2 chất A và B bằng nhau (a = b), lúc đó
2

phương trình vi phân (4.12) có dạng:

dx
= kdt
(a - x)2

Lấy tích phân phương trình vi phân trên ta có:

1
1

= kt +
(a - x)
a

(4.14)
(4.15)

Thời gian bán hủy phản ứng ứng với trường hợp của phương trình 4.15 là:
1

1
2 1
1
= kt 1 +  - = kt 1  t 1 =
(4.16)
a
2 a
2
2
a
a
k.a
(a - )
2
Bài tập áp dụng 4.3. Cho biết phản ứng 2N2O5 → 4NO2 + O2 là phản ứng bậc 1
với k = 4,80.104 (s1) ở 45oC, nồng độ ban đầu của N2O5 là 1,65.102 (mol/L). Cho
biết nồng độ N2O5 sau 825s, và sau bao lâu nồng độ này còn lại 1,00.102 (mol/L) và
còn lại một nửa?
Hướng dẫn:
Trường hợp này là phản ứng bậc 1 nên ta sử dụng phương trình động học tích

C
[N O ]
phân ứng với phản ứng bậc 1: ln 0 = ln 2 5 0 = kt
C0 -x
[N 2O5 ]t

Thế số vào phương trình trên ta được:
148


ln

1,65.10 -2 mol/L
1,65.10 -2 mol/L 0,396
= 825s.4,80.10-4s-1 = 0,396 
=e
[N 2O5 ]t
[N 2O5 ]t

1,65.10-2 mol/L
 [N 2O5 ]t =
= 1,11.10-2 mol/L
0,396
e
Lúc nồng độ N2O5 còn lại 1,00.102 mol/L, tức là: [N2O5]t = 1,00.102 mol/L, thế
vào phương trình động học ta có:

ln

[N 2O5 ]0

1,65.10-2 mol/L
ln1,65
= kt  ln
= t.4,80.10-4s-1  t =
= 1,04.103s
-2
-4 -1
[N 2O5 ]t
1,00.10 mol/L
4,80.10 s

ln2
= 1,44.103s
-4 -1
2 4,80.10 s
4.2.1.3. Vẽ đồ thị từ dữ liệu thực nghiệm của phản ứng
Ở phần trước chúng ta đã học cách xác định bậc phản ứng và hằng số tốc độ khi
biết tốc độ và nồng độ ban đầu của tác chất. Ngoài ra, một cách nữa để xác định bậc
phản ứng là vẽ đồ thị các hàm của nồng độ ở thời điểm t theo thời gian như liệt kê
trong bảng 4.2.
Bảng 4.2. Tổng hợp các phương trình động học đối với các bậc phản ứng khác nhau
Bậc phản Biểu thức Phương trình động
Thời gian bán
Vẽ đồ thị
ứng
tốc độ
học
hủy phản ứng
Lúc nồng độ N2O5 cịn lại một nửa thì t = t 1 =


0

v=k

[A]t = - kt + [A]0

[A]0
2k

hay: x = kt

hay: a

Vẽ [A]t theo t
hay: x theo t

2k

ln
1

v = k[A]

[A]t
= - kt
[A]0

hay: ln

2


v = k[A]2

a
= kt
a-x

1
1
= kt +
[A]t
[A]0
hay:

1
1
= kt +
(a - x)
a

ln2
k
hay: 0.693
k

Vẽ ln[A]t theo t
hay: ln(a-x) theo t

1
k[A]0


Vẽ

hay: 1

hay:

k.a

1
theo t
[A]t
1
a-x

theo t

(Với a, [A]0: nồng độ ban đầu chất A; (a-x), [A]t: nồng độ chất A ở thời điểm t; x:
nồng độ chất A đã mất đi ở thời điểm t)
Về nguyên tắc, nếu là phản ứng theo đúng bậc như trong bảng thì các hình vẽ này
sẽ có dạng đường thẳng. Ví dụ nếu vẽ [A]t theo t mà ra dạng đường thẳng thì đó là
phản ứng bậc 0, dạng đường thẳng có dạng y = mx + c, và hằng số k của phản ứng bậc
0 này sẽ bằng k = m, với m là hệ số góc của đường thẳng này. Tương tự nếu vẽ ln[A]t
theo t mà ra dạng đường thẳng thì đó là phản ứng bậc 1, hằng số k được suy ra từ hệ số

149


góc của đường thẳng này. Nếu vẽ


1
theo t mà ra dạng đường thẳng thì đó là phản
[A]t

ứng bậc 2 với hằng số k là hệ số góc của đường thẳng đó.
Bài tập áp dụng 4.4. Cho phản ứng 2NO2(k) → 2NO(k) + O2(k) có nồng độ
[NO2] theo thời gian như trong bảng 4.3.
Hướng dẫn:
Trong hình 4.2 ta thấy rằng chỉ có đồ thị biểu diễn 1[NO ] theo thời gian (hình
2 t
4.2.C) mới có dạng đường thẳng. Như vậy, đây là phản ứng bậc 2 theo nồng độ [NO2];
sau khi hồi quy tuyến tính ta được hệ số góc của đường thẳng trong hình 4.2.C chính là
hằng số tốc độ phản ứng k = 0,775 L/(mol.s).
Bảng 4.3. Nồng độ [NO2] theo thời gian
Thời gian (s)

[NO2]t (mol/L) (A)

ln[NO2]t (B)

1
(C)
[NO2 ]t

0

1,00.102

4,605


100

60

0,683.102

4,984

146

120

0,518.102

5,263

193

180

0,418.102

5,476

239

240

0,350.102


5,656

286

300

0,301.102

5,805

332

360

0,264.102

5,938

379

-4.5

0.008

-5.0

ln[NO2]t

A


0.006

B

-5.5

0.004

0.002

-6.0

0

100

200

300

400

0

100

200

300


Thoi gian (s)

Thoi gian (s)
400

1/[NO2] = 0.775t + 99.78571
300

1/[NO2]t

[NO2]t (mol/L)

0.010

C
200

100
0

100

200

300

400

Thoi gian (s)


Hình 4.2. Đồ thị biểu diễn các hàm nồng độ NO2 theo thời gian
150

400


4.2.2. Ảnh hƣởng của nhiệt độ
Như đã nói, tốc độ của phản ứng phụ thuộc vào nhiệt độ và thường tăng khi nhiệt
độ tăng. Yếu tố nhiệt độ được thể hiện trong biểu thức tốc độ phản ứng qua hằng số
tốc độ k, và ta biết là k sẽ không là hằng số và có giá trị thay đổi khi thay đổi nhiệt độ
phản ứng.
Ví dụ cho phản ứng NO(k) + Cl2(k)  NOCl(k) + Cl(k); phản ứng này nếu xảy ra
ở 25oC thì có k = 4,9.106 L/(mol.s), cịn nếu xảy ra ở 35oC thì sẽ có k = 1,5.105
L/(mol.s). Như vậy, trong trường hợp phản ứng này, khi tăng nhiệt độ phản ứng lên
10oC dẫn đến giá trị k tăng lên hơn 3 lần và do đó tốc độ phản ứng cũng tăng lên hơn 3
lần nếu các điều kiện khác giữ nguyên. Tùy thuộc vào từng phản ứng cụ thể mà giá trị
k sẽ thay đổi theo nhiệt độ khác nhau.
Trong nhiều trường hợp, qui luật gần đúng của yếu tố nhiệt độ là: vận tốc phản
ứng tăng lên từ 2 đến 4 lần khi tăng nhiệt độ phản ứng lên 10oC. Qui tắc này còn được
gọi là qui tắc Van’t Hoff.
4.2.2.1. Thuyết va chạm, trạng thái chuyển tiếp
Câu hỏi tại sao hằng số tốc độ k phụ thuộc vào nhiệt độ có thể được giải thích
bằng thuyết va chạm. Thuyết va chạm giả thuyết rằng để phản ứng xảy ra thì các phân
tử của tác chất phải va chạm với nhau với năng lượng lớn hơn năng lượng cực tiểu và
phải có định hướng phù hợp. Năng lượng cực tiểu của va chạm cần để 2 phân tử phản
ứng với nhau được gọi là năng lượng hoạt hóa, ký hiệu Ea.
Thuyết va chạm giải thích được vài đặc tính của phản ứng nhưng hạn chế là khơng
giải thích vai trị của năng lượng hoạt hóa. Thuyết trạng thái chuyển tiếp giải thích
phản ứng từ sự va chạm của 2 phân tử thông qua khái niệm phức chất hoạt động. Một
phức chất hoạt động (hay trạng thái chuyển tiếp) là một nhóm khơng bền các ngun

tử có thể đứt ra để tạo thành sản phẩm.
Ví dụ:
Tác chất
Phức chất hoạt động
Sản phẩm
O=N + Cl2  [O=NClCl] 
O=NCl
+ Cl
‡
Phức chất hoạt động [O=NClCl] có thể được ký hiệu là: NOCl2 .

Hình 4.3. Giản đồ năng lượng của phản ứng giữa NO và Cl2
151


4.2.2.2. Phương trình Arrhenius
Hằng số tốc độ k của hầu hết các phản ứng hóa học tn theo phương trình sau:

k = Ae

- Ea
RT

(4.17)
Phương trình (4.17) biểu diễn sự phụ thuộc của hằng số tốc độ k vào nhiệt độ
được gọi là phương trình Arrhenius.
Với
e: là cơ số của logarit tự nhiên (e = 2,718);
Ea: là năng lượng hoạt hóa;
R: hằng số khí lý tưởng (R = 8,314 J/(K.mol));

T: nhiệt độ tuyệt đối (K);
A: là một hằng số gọi là thừa số tần số. Thừa số tần số có liên quan đến tần số
va chạm với định hướng phù hợp.
Từ phương trình (4.17), lấy logarit tự nhiên 2 vế ta được:
lnk = lnA -

Ea
RT

(4.18)

Phương trình (4.18) có dạng đường thẳng y = ax + b với y = lnk, b = lnA, a =
Ea/R, x = 1/T. Do đó nếu vẽ đồ thị lnk theo 1/T ta sẽ được dạng đường thẳng với hệ
số góc –Ea/R và tung độ góc là lnA. Từ hệ số góc –Ea/R ta tính được năng lượng hoạt
hóa Ea của phản ứng.
Khi biết được hằng số tốc độ k1 ở nhiệt độ T1 ta có thể tính được hằng số tốc độ k2
- Ea

k 2 Ae RT2
k E 1
1
= - Ea  ln 2 = a  ở nhiệt độ T2 bằng cách lập tỉ số sau:

k1
k1 R  T1 T2 
RT1
Ae

(4.19)


Bài tập áp dụng 4.5. Phản ứng phân hủy 2N2O5 → 4NO2 + O2 có hằng số tốc độ k
theo nhiệt độ như bảng 4.4. Tính năng lượng hoạt hóa Ea của phản ứng.
Bảng 4.4. Hằng số k theo nhiệt độ của phản ứng phân hủy N2O5
lnk
Nhiệt độ T (K)
1/T
Hằng số tốc độ k (s1)
318
0,003145
4,8.104
7,6417
4
323
0,003096
8,8.10
7,0356
3
328
0,003049
1,6.10
6,4378
3
333
0,003003
2,8.10
5,8781
Hướng dẫn:
Ta tiến hành vẽ đồ thị lnk theo 1/T được đường thẳng như trong hình 4.4. Sau khi
hồi qui tuyến tính ta được hệ số góc của đường thẳng trong hình 4.4 là:
- Ea

= - 12486ÞEa = R.12486 = 12486.8,31 = 103758J/mol = 103,8kJ/mol
R

Ví dụ: Cho phản ứng H2(k) + I2 (k)  2HI(k). Ở nhiệt độ 600K có k1 = 2,7.104
L/(mol.s); ở nhiệt độ 650K có k2 = 3,5.103 L/(mol.s). Tính năng lượng hoạt hóa Ea và
hằng số tốc độ k ở nhiệt độ 700K.
Áp dụng công thức ta có:

152


ln

Ea
k 2 Ea  1
1 
3,5.10-3
1 
 1
= 

ln
=



-4
k1 R  T1 T2 
2,7.10
8.31J/(K.mol)  600K 650K 


(4.20)

y = 31.615 - 12486x R= 0.99775
-5.5

-6

lnk

-6.5

-7

-7.5

-8
0.003

0.00305

0.0031

0.00315

1/T

Hình 4.4. Đồ thị lnk theo 1/T của phản ứng phân hủy N2O5
Từ phương trình 4.20 ta tính được Ea = 1,66.105 J/mol, thế giá trị Ea vào cơng thức
4.19 ta tính được k3 ở 700K:

ln

k 3 Ea  1
k3
1
1,66.105 J/mol  1
1 
= 
=
  ln


-4
k1 R  T1 T3 
2,7.10 L/(mol.s) 8.31J/(K.mol)  600K 700K 

Từ đó ta tính được k3 = 3,2.102 L/(mol.s).
4.2.3. Ảnh hƣởng của chất xúc tác
Chất xúc tác là những chất mà khi ta thêm một lượng nhỏ vào hệ sẽ làm tăng đáng
kể tốc độ phản ứng và không bị tiêu thụ hay mất đi bởi phản ứng đó. Chất xúc tác
tham gia vào phản ứng và sau phản ứng được phục hồi và trên nguyên tắc là không bị
biến đổi về khối lượng và chất lượng. Tức là theo lý thuyết, khi chúng ta cho chất xúc
tác vào hệ phản ứng và sau phản ứng ta có thể tách chất xúc tác ra và sử dụng lại nhiều
lần. Nhưng trên thực tế, chất xúc tác có thể mất đi một lượng nào đó thơng qua các
phản ứng phụ khác xảy ra cùng lúc. Các nguyên nhân có thể như chất xúc tác bị nhiễm
độc, bị kết lại, bị nát vụn… sau khi hoạt động trong một thời gian nhất định, điều đó
ảnh hưởng đến hoạt tính xúc tác.
Chất xúc tác có tầm quan trọng rất lớn trong cơng nghệ hóa học bởi vì nó giúp
phản ứng xảy ra ở tốc độ có tính kinh tế và ở nhiệt độ thấp hơn nhiều làm giảm chi phí
về mặt năng lượng tiêu hao. Ngồi ra chất xúc tác cịn có tính chọn lọc cao, chúng chỉ

làm tăng vận tốc của một số phản ứng nhất định chứ không phải tất cả các phản ứng.
Ví dụ như khi trộn hỗn hợp CO và H2 để tiến hành phản ứng, nếu muốn phản ứng tổng
hợp ra CH4 thì ta dùng một xúc tác riêng cịn nếu muốn tổng hợp ra xăng thì ta lại
dùng một loại xúc tác riêng khác.
Câu hỏi đặt ra là chất xúc tác tác động đến phản ứng như thế nào mà không bị tiêu
thụ hay mất đi bởi phản ứng. Chất xúc tác phải tham gia vào ít nhất một giai đoạn của
phản ứng và được tái tạo trở lại ở các giai đoạn sau. Ví dụ phản ứng giữa SO2 và O2
NO
với xúc tác NO như sau: 2SO2 (k) + O2 (k) 
 2SO3 (k) . Khí NO khơng có mặt
153


trong phản ứng tổng quát nhưng nó có tham gia vào một giai đoạn trong cơ chế phản
ứng, và cơ chế phản ứng được đề nghi như sau:
2NO + O2  2NO2
NO2 + SO2  NO + SO3

Chất xúc tác làm tăng vận tốc phản ứng là do nó làm cho phản ứng đi theo một
- Ea
RT

con đường khác ưu đãi hơn. Xét phương trình Arrhenius k=Ae , chất xúc tác làm
tăng tốc độ phản ứng là do nó làm tăng A hoặc thông thường hơn là làm giảm năng
lượng hoạt hóa Ea. Ảnh hưởng rõ ràng nhất chính là việc giảm năng lượng hoạt hóa Ea
vì nó nằm ở số mũ của phương trình Arrhenius.

Hình 4.5. Năng lượng hoạt hóa của phản ứng giữa O3 và O ở trường hợp khơng có
xúc tác và có xúc tác Cl
Xúc tác đồng thể: là những chất xúc tác hòa tan trong cùng một pha với tác chất.

Ví dụ phản ứng giữa SO2 và O2 với xúc tác NO là phản ứng có xúc tác đồng thể với
chất xúc tác và tác chất ở trong cùng một pha khí. Phản ứng xúc tác đồng thể pha lỏng
như phản ứng giữa một anhydrid axit và một alcol được xúc tác trong môi trường
piridin.
Xúc tác dị thể: là những chất xúc tác không cùng một pha với tác chất. Thông
thường xúc tác dị thể là chất rắn tiếp xúc với tác chất ở pha khí hoặc tác chất ở pha
dung dịch lỏng. Phản ứng xúc tác xảy ra khi có sự hấp phụ hóa học của tác chất lên bề
mặt của chất xúc tác. Ví dụ phản ứng giữa etylen và H2 với xúc tác Pt cho ra etan là
phản ứng xúc tác dị thể.
Xúc tác enzym (men): đó là sự xúc tác sinh học do tác dụng của chất enzym (men)
thích hợp. Chất xúc tác enzym là chất xúc tác của các cơ quan sinh học, nó là các phân
tử protein với khối lượng phân tử lớn hàng triệu a.u. Ví dụ men lipaz có trong một hộp
cao su thủy phân dầu cao su khá nhanh để phóng thích axit béo từ glycerid. Enzym có
hoạt tính xúc tác rất lớn, có thể chuyển hóa hàng ngàn phân tử tác chất thành sản phẩm
chỉ trong một giây. Ngồi ra, enzym cịn có tính chọn lọc rất cao, mỗi enzym chỉ xúc
tác trên một loại phản ứng riêng biệt.
154


TĨM TẮT CHƢƠNG 4
 Tốc độ của phản ứng hóa học
Tốc độ của phản ứng thường được đo bằng độ biến thiên nồng độ của một trong
các tác chất hoặc sản phẩm trong một đơn vị thời gian:
C -C
ΔC
vTB = ± 2 1 = ±
t 2 - t1
Δt
Trong đó:


vTB là tốc độ trung bình trong khoảng thời gian từ t1 đến t2;
∆C là sự biến thiên nồng độ mol/L của chất khảo sát từ C1 đến C2;
Dấu “+” đối với chất khảo sát là sản phẩm, dấu “” đối với chất khảo sát

là tác chất.
Khi ∆t →0 thì vận tốc tức thời là: v = ±

dC
dt

Xét phản ứng trong hệ đồng thể: aA + bB → cC + dD
Một cách tổng quát ta có vận tốc tức thời là:
v=-

1 dCA
1 dCB 1 dCC 1 dCD
==
=
a dt
b dt c dt d dt

 Bậc và phân tử số của phản ứng
Thực nghiệm chứng tỏ rằng đối với phản ứng với các hệ số phức hợp, biểu thức
vận tốc phản ứng được cho bởi phương trình:
v = k[A]n [B]m

Trong đó:

k: hằng số tốc độ phản ứng chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ;
n, m: lần lượt là bậc phản ứng theo chất A và chất B;

n + m: bậc tổng quát của phản ứng.
 Xác định phƣơng trình tốc độ phản ứng
Phương trình tốc độ của một số phản ứng hay gặp được tóm tắt như sau:
Bậc phản
Biểu thức
Thời gian bán hủy
Phương trình động học
ứng
tốc độ
phản ứng
[A]0
0
v=k
[A]t = - kt + [A]0 hay: x = kt
hay: a
1

v = k[A]

2

v = k[A]2

ln

[A]t
a
= - kt hay: ln
= kt
[A]0

a-x

1
1
1
1
= kt +
= kt +
hay:
(a - x)
a
[A]t
[A]0

2k
ln2
k

hay:

2k
0.693
k

1
hay: 1
k[A]0
k.a

♦ Năng lƣợng hoạt hóa

Năng lượng hoạt hóa Ea là năng lượng cần thiết để đưa các tiểu phân chất phản
ứng tới trạng thái của một phức hoạt động, tại đây có sự phá hủy liên kết để tạo ra sản
phẩm. Phương trình kinh nghiệm Arrhenius biểu diễn mối quan hệ giữa hằng số tốc độ
và năng lượng hoạt hóa:

k=Ae

-

155

Ea
RT


Từ phương trình Arrhenius ta có thể xác định năng lượng hoạt hóa bằng cách vẽ
đồ thị lnk theo 1/T ( lnk = lnA -

Ea 1
); đồ thị này có dạng đường thẳng y = ax + b.
R T

Ngoài ra, ta có thể tính được Ea khi biết được k ở hai nhiệt độ khác nhau theo
phương trình:
k E 1
1
ln 2 = a (
)
k1 R T1 T2
 Quy tắc Van’t Hoff: Khi nhiệt độ phản ứng tăng lên 10oC thì tốc độ phản ứng

tăng lên từ 2 đến 4 lần.

156


CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƢƠNG 4
4.1. Định nghĩa tốc độ phản ứng, hằng số tốc độ phản ứng.
4.2. Nêu và giải thích các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng.
4.3. Phân biệt bậc phản ứng và phân tử số của phản ứng.
4.4. Năng lượng hoạt hóa của phản ứng là gì?
4.5. Phân biệt phức hoạt động và chất xúc tác của phản ứng.
4.6. Nội dung của qui tắc Van’t Hoff về ảnh hưởng của nhiệt độ tới tốc độ phản ứng là
gì? Tại sao khi nhiệt độ tăng thì tốc độ phản ứng tăng?
4.7. Phương trình Arrhenius về ảnh hưởng của nhiệt độ đến tốc độ phản ứng. Ý nghĩa
của mỗi đại lượng trong phương trình đó.
4.8. Đối với phản ứng: 2N2O5(k) → 4NO2 + O2 tốc độ được biểu thị bằng công thức
. Hãy viết biểu thức tốc độ đối với các chất khác trong phương trình
phản ứng.
4.9. Xác định bậc và hằng số tốc độ của phản ứng trong pha khí ở 300K:
2NO + Cl2 → 2NOCl
dựa vào dữ liệu thực nghiệm sau đây:
Thí nghiệm
Nồng độ đầu (mol/L)
Tốc độ đầu
(mol/L.s)
[NO]
[Cl2]
1
0,010
0,010

1,2.104
2
0,010
0,020
2,4.104
3
0,020
0,020
9.6.104
4.10. Đối với một phản ứng phân hủy đã cho, thời gian bán hủy phản ứng không phụ
thuộc vào nồng độ đầu và bằng 100 giây.
a) Cho biết bậc của phản ứng;
b) Tính thời gian để 80% chất đầu bị phân hủy.
4.11. Xét sự thủy phân ester trong môi trường kiềm:
RCOOR’ + NaOH → RCOONa + R’OH
Khi tăng nồng độ kiềm gấp đơi thì tốc độ đầu cũng tăng lên hai lần. Nhận xét này
cũng được nhận thấy khi tăng nồng độ của ester lên 2 lần:
a) Cho biết bậc của phản ứng và dạng của phương trình động học;
b) Cho 0,01 mol xút và 0,01 mol ester vào một lít nước (thể tích khơng thay đổi).
Sau 200 phút thì 3/5 ester bị phân hủy. Tính: hằng số tốc độ, thời gian bán hủy,
thời gian để 99% ester bị phân hủy.
4.12. Đối với phản ứng 2NOCl → 2NO + Cl2 năng lượng hoạt hóa bằng 100 kJ/mol. Ở
350K hằng số tốc độ phản ứng bằng 8.106 L/mol.s. Tính hằng số tốc độ ở 400K.

157


TÀI LIỆU THAM KHẢO CHƢƠNG 4
1. Nguyễn Đức Chung, Hóa học Đại cương, NXB Đại học Quốc gia Tp. Hồ Chí
Minh, Tp. Hồ Chí Minh, 2014.

2. Nguyễn Văn Tấu (chủ biên), Dương Văn Đảm, Hồng Hà, Nguyễn Tiến Q,
Giáo trình Hóa học Đại cương - Tập I, NXB Giáo dục, Hà Nội, 2007.
3. Lâm Ngọc Thiềm (chủ biên), Bùi Duy Cam, Hóa học Đại cương, NXB Đại học
Quốc gia Hà Nội, Hà Nội, 2008.
4. Lâm Ngọc Thiềm (chủ biên), Trần Hiệp Hải, Nguyễn Thị Thu, Bài tập Hoá lý cơ
sở, NXB Khoa học và Kỹ thuật, Hà Nội, 2003.
5. Đào Đình Thức, Hóa học Đại cương - Tập II, Từ lý thuyết đến ứng dụng, NXB
Đại học Quốc gia Hà Nội, Hà Nội, 2004.
6. P. Atkins, J. de Paula, Physical Chemistry, W. H. Freeman and Company, New
York, 2006.
7. D. D. Ebbing, S. D. Gammon, General Chemistry, Houghton Mifflin Company,
Boston, New York, 2009.
8. R. H. Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, General Chemistry, Principles and
Modern Applications, Eighth Edition, Prentice Hall, 2001.
9. K. W. Whitten, R. E. Davis, L. M. Peck, G. G. Stanley, General Chemistry,
Seventh Edition, Brooks/Cole, 2004.

158


Chƣơng 5

DUNG DỊCH

Mục tiêu
Chương này giúp sinh viên nắm được các vấn đề sau:
 Hiểu được thành phần cấu tạo cũng như sự hình thành của dung dịch, khái niệm độ
tan và các yếu tố ảnh hưởng;
 Hiểu được ý nghĩa của các loại nồng độ và có kỹ năng tính tốn các vấn đề có liên
quan đến nồng độ;

 Sự ảnh hƣởng của chất tan đến các tính chất nồng độ của dung dịch: áp suất
hơi bão hoà, độ tăng nhiệt độ sôi, độ hạ nhiệt độ đông đặc, áp suất thẩm thấu;
 Vì sao dung dịch chất điện li dẫn được điện và giải thích sự điện li của các chất;
 Phân biệt đƣợc khái niệm axit, bazơ theo các thuyết Arrhenius, Bronsted và
Lewis. Phạm vi áp dụng và ƣu điểm, khuyết điểm của những thuyết này;
 Công thức tính và ý nghĩa của tích số ion của nƣớc, pH, pOH, hằng số axit,
hằng số bazơ;
 Tính đƣợc pH của dung dịch: axit mạnh, bazơ mạnh, axit yếu và bazơ yếu;
 Có thể dự đốn và giải thích được tính axit, bazơ của dung dịch muối;
 Tác dụng của dung dịch đệm, cơng thức tính pH của dung dịch đệm và cách chọn
dung dịch đệm;
 Có kỹ năng tính tốn tích số tan từ độ tan và ngƣợc lại, xác định đƣợc điều
kiện để xuất hiện kết tủa;

159


5.1. ĐẠI CƢƠNG VỀ DUNG DỊCH
5.1.1. Các loại dung dịch
Dưới góc độ nhiệt động lực học, dung dịch là một hỗn hợp đồng thể của hai hay
nhiều chất, bao gồm các ion hoặc phân tử.
Về thành phần, dung dịch bao gồm chất tan và dung môi. Dung môi là chất chiếm
số lượng lớn áp đảo. Chất tan là chất chiếm số lượng ít hơn.
Dung dịch có thể tồn tại ở trạng thái khí, lỏng, rắn.
5.1.2. Độ tan và các yếu tố ảnh hƣởng
5.1.2.1. Độ tan
Lượng tối đa của chất tan có thể hồ tan vào lượng xác định dung mơi ở một nhiệt
độ xác định gọi là độ tan (S).
Công thức tính:
m

n
S = ct = ct
(5.1)
Vdm Vdm
Trong đó:
mct là khối lượng chất tan; nct là số mol chất tan; Vdm là thể tích dung mơi.
Đơn vị: Độ tan có thể được biểu diễn bằng g/L hay mol/L.
Ví dụ: ở 20oC, 100 mL nước hoà tan tối đa 36,0 g NaCl thì độ tan S sẽ là
m
36,0
S = ct =
= 360 (g/L)
Vdm 100.10-3
Dung dịch bão hịa: dung dịch có nồng độ bằng độ tan, đã hồ tan lượng chất tối
đa, khơng thể hồ tan thêm chất tan.
Ví dụ: Ở 20ºC, 100 mL H2O hòa tan 36,0 gam NaCl là dung dịch bão hịa NaCl.
Nếu đem 40,0 gam NaCl hồ tan vào 100 mL H2O thì 4,0 g NaCl sẽ khơng bị hồ tan.
Dung dịch chưa bão hịa: dung dịch có nồng độ nhỏ hơn độ tan, có thể hồ tan
thêm chất tan.
Ví dụ: Ở 20ºC, 100 mL H2O hịa tan 30,0 gam NaCl là dung dịch chưa bão hòa
NaCl.
Dung dịch quá bão hịa: dung dịch có nồng độ lớn hơn độ tan ở cùng nhiệt độ.
Dung dịch quá bão hòa sẽ không bền. Theo thời gian, một lượng chất tan sẽ tách
ra khỏi dung dịch và được gọi là quá trình kết tinh.
Ví dụ: Khi đun nóng đến 100ºC thì 100 mL H2O hòa tan được tối đa 38,4 gam
NaCl. Ðể nguội tự nhiên từ từ thì khi dung dịch về 20ºC, thì ta vẫn thấy dung dịch
trong suốt, như vậy ta thu được dung dịch quá bão hòa NaCl. Nếu cho một ít tinh
thể NaCl vào hay khuấy dung dịch này thì lượng NaCl vượt q nồng độ bão
hịa ở 20ºC sẽ có (38,4 g – 36,0 g = 2,4 g NaCl kết tinh), và còn lại là dung dịch bão
hòa NaCl ở 20ºC.

5.1.2.2. Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan
a) Bản chất của chất tan và dung môi
Qui luật kinh nghiệm về độ tan: “Các chất có cùng tính phân cực thì hịa tan tốt
vào nhau”.
160


Các chất phân cực hoặc ion tan nhiều trong dung mơi phân cực. Ví dụ: etanol,
muối ăn tan nhiều trong nước.
Chất không phân cực tan nhiều trong dung môi không phân cực .Ví dụ: CCl4 tan
dễ trong benzen C6H6.
b) Nhiệt độ
Đối với chất tan rắn: trong phần lớn trường hợp thì độ tan tăng khi nhiệt độ tăng.
Ví dụ: ở 0oC, NH4NO3 có S = 1,18 g/mL cịn ở 100oC thì S = 8,11 g/mL.
Khơng có sự tương quan rõ nét giữa dấu của ΔHht và biến thiên độ tan theo nhiệt
độ.
Ví dụ: CaCl2 tan trong nước có ΔHht < 0, NH4NO3 tan trong nước có ΔHht > 0
nhưng độ tan của hai muối này đều tăng khi nhiệt độ tăng.
Đối với chất khí: độ tan giảm khi nhiệt độ tăng.

Hình 5.1. Độ tan của một số muối
5.2. NỒNG ĐỘ DUNG DỊCH
5.2.1. Nồng độ phần trăm
Biểu thị số gam chất tan có trong 100 gam dung dịch
m
C% = ct .100%
mdd
mdd = mct + mdm

(5.2)

(5.3)

Trong đó:
C% là nồng độ phần trăm;
mct là khối lượng chất tan;
mdm là khối lượng dung môi;
mdd là khối lượng dung dịch.
Ví dụ: Dung dịch NaCl 10% nghĩa là trong 100 g dung dịch có chứa 10 g NaCl và
90 gam nước.
Ngoài nồng độ % về khối lượng, người ta còn dùng nồng độ % về thể tích.
Ví dụ: ancol etylic 90o chứa 90 mL ancol etylic nguyên chất còn lại 10 mL nước.
161


5.2.2. Nồng độ mol
Biểu thị số mol chất tan có trong 1 lít dung dịch
n
CM =
V

(5.4)

Trong đó:
CM là nồng độ mol;
n là số mol chất tan;
V là thể tích dung dịch.
Ví dụ : Dung dịch HCl 0,1M nghĩa là trong 1 lít dung dịch có chứa 0,1 mol HCl.
5.2.3. Nồng độ molan
Biểu thị số mol chất tan có mặt trong 1000 g dung mơi. Kí hiệu là Cm.
n ct

Cm =
(5.5)
mdm (kg)
Trong đó:
Cm là nồng độ molan;
nct là số mol chất tan;
mdm là khối lượng dung mơi.
Ví dụ: Hồ tan 14,2 gam Na2SO4 nguyên chất vào 200 gam nước thì nồng độ
molan của dung dịch được tính như sau:
Số mol Na2SO4 là
14,2
n Na 2SO4 =
= 0,100 mol
142
Nồng độ molan của dung dịch là
0,1
Cm =
= 0,5m
0,2
Ưu điểm của nồng độ molan là nó khơng thay đổi theo nhiệt độ. Thể tích tăng khi
nhiệt độ tăng dẫn đến giảm nồng độ mol thể tích. Nồng độ molan ln hằng định bất
kể các điều kiện vật lí như nhiệt độ và áp suất.
5.2.4. Nồng độ phần mol
Biểu thị bởi phân số mol của chất A (ni) trong tổng số mol của các cấu tử (∑ni)
trong hệ.
n
χA = i
(5.6)
 ni
Giả thiết dung dịch gồm 3 chất: chất 1, chất 2, chất 3 thì nồng độ phần mol với

từng chất như sau:
n1
χ1 =
n1 +n 2 +n 3

162


χ2=

n2
n1 +n 2 +n 3

χ3 =

n3
n1 +n 2 +n 3

Dễ thấy  χ i = 1
Ví dụ: Một dung dịch được tạo thành từ 1 mol etylen glicol và 9 mol nước.
1
= 0,1 .
Phần mol của etylen glicol là χ1 =
9+1
9
= 0,9 .
Phần mol của nước là χ 2 =
9+1
5.2.5. Nồng độ đƣơng lƣợng
5.2.5.1. Nồng độ đương lượng

Nồng độ đương lượng gam biểu thị số đương lượng chất tan có trong 1 lít dung
dịch.
Ký hiệu là CN. Đơn vị là N.
Ví dụ: Dung dịch HCl 2,1 N nghĩa là trong 1 lít dung dịch có chứa 2,1 đương
lượng gam hay 2,1 x 36,5 g = 76,65 g HCl.
5.2.5.2. Quan hệ giữa nồng độ mol và nồng độ đương lượng
Giả sử có m (g) chất tan trong V lít dung dịch. Ta có:
m
m
CN =
CM =
Đ.V
M.V ,
Vì Đ =

M
, do đó
n

CN = nCM

(5.7)

Ví dụ: Tính nồng độ đương lượng của dung dịch H2SO4 0,10 M.
CN = 2CM = 2.0,10 = 0,20N
5.2.5.3. Quy tắc đương lượng
Xét phản ứng:
A+B→C+D
Số đương lượng A = Số đương lượng B
→ (CN)A.VA = (CN)B.VB

(5.8)
Ví dụ: Cần dùng 8,0 mL dung dịch NaOH 0,10 N để trung hòa vừa đủ 10,0 mL
dung dịch HCl. Tính nồng độ đương lượng của HCl.
Khi trung hòa vừa đủ:
CN(HCl) .VHCl = CN(NaOH) .VNaOH

→ CN(HCl) .10,0 = 0,10.8,0 → CN(HCl) = 0,08 N
Bởi vì đương lượng phụ thuộc vào phản ứng nên nồng độ đương lượng cũng thay
đổi theo phản ứng. Đây là sự bất tiện của đại lượng này nên ngày nay nó khơng được
khuyến khích sử dụng.
163


5.3. MỘT SỐ THUỘC TÍNH CỦA DUNG DỊCH
5.3.1. Ảnh hƣởng của áp suất đến độ tan của khí
Áp suất hầu như không ảnh hưởng đến độ tan của chất lỏng và chất rắn nhưng độ
tan của chất khí chịu ảnh hưởng nhiều của áp suất.
Định luật Henry: Độ tan của chất khí trong chất lỏng tỉ lệ với áp suất riêng phần
của chất khí trên dung dịch.
S = KH.P
(5.9)
Trong đó:
S là độ tan (đơn vị mol/L hay g/L);
KH là hằng số Henry;
P là áp suất riêng phần của khí (đơn vị atm).

(a)

(b)


Hình 5.2. Sự phụ thuộc độ tan vào áp suất khí theo định luật Henry
Bài tập áp dụng 5.1. Độ tan của N2 ở 25oC, tại 1,0 atm là 6,8.104 mol/L. Tính độ
tan của N2 trong nước trong điều kiện khí quyển biết áp suất riêng phần của N2 trong
khí quyển là 0,78 atm.
Hướng dẫn:
Xác định hằng số Henry
S = KH.P
→ 6,8.104 = KH.1,0
→ KH = 6,8.104 (mol/L.atm)
Tính độ tan của N2
S = KH.P = 6,8.104.0,78 = 5,3.104 mol/L
Như vậy khi áp suất của N2 riêng phần của N2 giảm từ 1,0 atm đến 0,78 atm thì độ
tan giảm từ 6,8.104 mol/L xuống 5,3.104 mol/L.
5.3.2. Các tính chất nồng độ (colligative) của dung dịch chứa chất tan không bay
hơi, khơng điện li
Tính chất nồng độ là những tính chất chỉ phụ thuộc vào số lượng chất tan (nồng
độ chất tan) mà không phụ thuộc vào bản chất của chất tan.
Dung dịch có những tính chất nồng độ sau:
- Áp suất hơi bão hồ;
- Độ tăng nhiệt độ sơi;
164


- Độ hạ nhiệt độ đông đặc;
- Áp suất thẩm thấu.
5.3.2.1. Áp suất hơi bão hòa của dung dịch
a) Áp suất hơi bão hòa của chất lỏng nguyên chất
Trên bề mặt chất lỏng ln xảy ra q trình bay hơi và ngưng tụ. Khi tốc độ bay
hơi bằng tốc độ ngưng tụ, cân bằng động được thiết lập giữa lỏng và hơi.
Lỏng  hơi

Hơi cân bằng động với chất lỏng của nó gọi là hơi bão hịa.
Áp suất do hơi bão hòa gây ra trên bề mặt chất lỏng gọi là áp suất hơi bão hòa.
Áp suất hơi bão hòa càng lớn thì chất càng dễ bay hơi.
b) Áp suất hơi bão hòa của dung dịch. Định luật Raoult I
Áp suất hơi bão hịa của một dung mơi bay hơi sẽ giảm khi thêm vào một chất tan
không bay hơi. Độ giảm này bằng áp suất hơi bão hòa của dung mơi ngun chất trừ đi
áp suất hơi bão hịa của dung dịch.
Ví dụ: nước ở 20oC có áp suất hơi bão hịa là 17,54 mmHg. Etilen glycol,
CH2OHCH2OH, có áp suất hơi bão hịa ở 20oC là 0,06 mmHg, có thể xem như không
bay hơi. Dung dịch nước chứa 0,0100 phần mol etylen glycol có áp suất hơi bão hịa là
17,36 mmHg. Như vậy độ giảm áp suất hơi bão hoà ΔP là
ΔP = 17,54 mmHg – 17,36 mmHg = 0,18 mmHg.
Năm 1886, nhà hoá học người Pháp F. Raoult phát biểu quy luật trên thành định
luật gọi là định luật Raoult I như sau: Áp suất hơi riêng phần của dung môi PA, trên
dung dịch bằng áp suất hơi bão hịa của dung mơi ngun chất PoA, nhân với tỉ lệ phần
mol của dung môi, XA, trong dung dịch.
PA = PoA. XA
(5.10)

Hình 5.3. Sự phụ thuộc của của áp suất riêng phần của dung môi PA theo phần mol
của dung môi XA
Sự phụ thuộc của áp suất hơi bão hồ dung mơi vào phần mol chất tan
Nếu dung dịch chỉ chứa một chất tan B thì XA = 1 – XB . Từ đó:
PA = PoA(1-XB)
PoA – PA = ΔP = PoAXB
165