Sáng kiến kinh nghiệm Nhiệt hóa học – cân bằng hóa học

h gián tiếp hiệu ứng nhiệt của các 
quá trình đã cho bằng các cách sau: 
(1) Dựa vào chu trình nhiệt hoá học. 
(2) Cộng đại số các quá trình. 
(3) Dựa vào sinh nhiệt của các chất: 
 Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng sinh nhiệt của các chất sản phẩm trừ 
tổng sinh nhiệt của các chất tham gia (có nhân với hệ số tỉ lượng tương ứng). 
(4) Dựa vào thiêu nhiệt của các chất: 
 Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng thiêu nhiệt của các chất tham gia trừ 
tổng thiêu nhiệt của các chất sản phẩm (có nhân với hệ số tỉ lượng tương ứng). 
(5) Dựa vào năng lượng phân ly liên kết 
 Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng năng lượng phân ly liên kết của tất 
cả các liên kết trong các chất tham gia trừ tổng năng lượng phân ly liên kết của tất 
cả các liên kết trong các chất sản phẩm (có nhân với hệ số tỉ lượng tương ứng). 
B. Nguyên lý I nhiệt động học 
I. Nội dung 
Nội dung của nguyên lý I nhiệt động học là sự bảo toàn năng lượng: 
“Năng lượng không thể sinh ra cũng như không thể tự biến mất mà chỉ có thể 
chuyển từ dạng này sang dạng khác”. 
II. Nội năng U và entanpi H 
 * Nội năng của một hệ là tổng năng lượng tồn tại bên trong của hệ, bao gồm: 
năng lượng hạt nhân, năng lượng chuyển động của electron trong nguyên tử, năng 
lượng liên kết, năng lượng dao động của các nguyên tử, năng lượng chuyển động 
của phân tử  
 * Ta không thể xác định giá trị tuyệt đối nội năng U của hệ mà chỉ xác định 
được sự biến thiên nội năng khi hệ chuyển từ trạng thái này sang trạng thái khác. 
Giả sử ở trạng thái đầu 1, hệ nhận một nhiệt lượng là Q, sinh ra một công là W và 
chuyển thành trạng thái 2 thì biến thiên nội năng của hệ là: U = Q + W (Qui 
ước hệ nhận nhiệt thì Q > 0 và hệ sinh công thì W < 0). 
 * Nếu phản ứng xảy ra trong bình kín, dung tích không đổi (quá trình đẳng 
tích) thì W = 0, khi đó: QV = U. 
 * Nhưng nhiều phản ứng được thực hiện ở áp suất không đổi là áp suất khí 
quyển (quá trình đẳng áp), khi đó: W = - P.V 
 U = QP – P.V 
 QP = U + P.V 
 QP = (U2- U1) + P(V2 – V1) 
 QP = (U2 + PV2) – (U1 + PV1) 
 Người ta gọi (U + PV) là entanpi, ký hiệu là H. Do đó : 
 QP = H2 – H1 = H 
 Khi áp suất không đổi, lượng nhiệt QP đúng bằng biến thiên entanpi H. 
III. Quan hệ giữa QP và QV 
 Ta có: 
 QP = U + P.V 
 QP = U + P.(V2 – V1) 
NHIỆT HÓA HỌC – CÂN BẰNG HÓA HỌC 
ÔN HỌC SINH OLYMPIC 30/4 
VŨ ĐỨC HOÀNG THPT BUÔN MA THUỘT 6 
 QP = U + (n2RT – n1RT) 
 (2) 
 n: Độ biến thiên số mol khí 
 * Chú ý: So với thể tích mol của chất khí, thể tích mol của chất rắn và lỏng 
rất nhỏ, không đáng kể. Do đó, biến thiên thể tích của chất rắn và lỏng trong các 
phản ứng hoá học được coi bằng không. Vì vậy, khi xét công cơ học ta chỉ chú ý 
đến biến thiên thể tích của các chất khí. 
IV. Sự phụ thuộc của hiệu ứng nhiệt vào nhiệt độ. Định luật Kirchoff 
(3) 
trong đó: 
HT i : Hiệu ứng nhiệt của phản ứng ở Ti K 
 CP: Biến thiên nhiệt dung đẳng áp của các chất trong phản ứng. 
Nếu nhiệt dung của các chất không phụ thuộc vào nhiệt độ thì CP = Const, khi đó: 
 (4) 
C. Nguyên lý II nhiệt động học 
I. Khái niệm entropi 
 * Về ý nghĩa vật lý, entropi là đại lượng đặc trưng cho mức độ hỗn độn phân 
tử của hệ cần xét. Mức độ hỗn độn của hệ càng cao thì entropi của hệ có giá trị 
càng lớn. 
 * Đối với quá trình thay đổi trạng thái vật lý của các chất thì nhiệt độ không 
thay đổi và nếu áp suất cũng không thay đổi thì biến thiên entropi của quá trình là: 
 (5) 
* Đối với phản ứng hoá học, biến thiên entropi là: 
 (6) 
* Chú ý: Entropi tiêu chuẩn của đơn chất bền ở điều kiện tiêu chuẩn không phải 
bằng không. 
II. Nội dung nguyên lý II nhiệt động học 
 “Trong bất cứ quá trình tự diễn biến nào, tổng biến thiên entropi của hệ và 
môi trường xung quanh phải tăng”. 
III. Năng lượng tự do Gibbs 
 * Các quá trình hoá, lý thường xảy ra trong các hệ kín, tức là có sự trao đổi 
nhiệt và công với môi trường xung quanh, do đó, nếu dùng biến thiên entropi để 
QP = QV + nRT 
HT 2 = HT 1 + 
2
1
T
T
P dTC 
HT 2 = HT 1 + CP(T2 – T1) 
S = 
T
H
S =  S (sp) -  S (cpu) 
NHIỆT HÓA HỌC – CÂN BẰNG HÓA HỌC 
ÔN HỌC SINH OLYMPIC 30/4 
VŨ ĐỨC HOÀNG THPT BUÔN MA THUỘT 7 
đánh giá chiều hướng của quá trình thì phức tạp vì phải quan tâm đến môi trường 
xung quanh. Vì vậy, người ta đã kết hợp hiệu ứng năng lượng và hiệu ứng entropi 
của hệ để tìm điều kiện duy nhất xác định chiều diễn biến của các quá trình tự phát. 
Năm 1875, nhà vật lý người Mỹ đưa ra đại lượng mới là năng lượng tự do Gibbs 
và được định nghĩa: G = H – TS. 
 * Đối với quá trình đẳng nhiệt, đẳng áp thì: 
 (7) 
Trong hệ thức này, G, H và S đều chỉ liên quan đến hệ cần xét. 
G gọi là biến thiên thế đẳng nhiệt, đẳng áp (thường nói gọn là biến thiên thế 
đẳng áp hoặc entanpi tự do hoặc năng lượng tự do Gibbs) là tiêu chuẩn để đánh giá 
quá trình có xảy ra hay không? 
Nếu G < 0 thì quá trình tự xảy ra. 
Nếu G = 0 thì hệ ở trạng thái cân bằng. 
Nếu G > 0 thì quá trình không xảy ra (nhưng quá trình ngược lại sẽ tự xảy 
ra) 
IV. Biến thiên thế đẳng áp trong các phản ứng hoá học 
1. Thế đẳng áp hình thành tiêu chuẩn của một chất (Go) 
* Thế đẳng áp hình thành tiêu chuẩn của một chất là biến thiên thế đẳng áp của 
quá trình hình thành một mol chất đó từ các đơn chất ở trạng thái bền vững ở điều 
kiện tiêu chuẩn. 
* Chú ý: Go của các đơn chất ở trạng thái bền vững ở điều kiện tiêu chuẩn 
bằng không. 
 (Go các chất có trong các tài liệu tra cứu). 
2. Biến thiên thế đẳng áp của phản ứng hoá học 
 (8) 
 (9) 
* Chú ý: 
 Người ta qui ước tại mọi nhiệt độ, Ho(H+.aq) = 0 và Go(H+.aq) = 0, nghĩa 
là phản ứng: 
1/2H2(k) - 1e + H2O  H
+
(aq) có H
o
 = 0 và Go = 0 
Từ đó xác định được Ho và Go của các ion khác trong dung dịch. 
 Người ta cũng thống nhất qui ước So(H+.aq) = 0 tại mọi nhiệt độ và từ đó 
cũng lập được bảng So cho các ion khác trong dung dịch. 
D. Cân bằng hoá học 
I. Hằng số cân bằng 
 Xét phản ứng thuận nghịch: aA + bB cC + dD 
 Người ta đã thiết lập được biến thiên thế đẳng nhiệt, đẳng áp của phản ứng 
là: 
G = H –T.S 
G = G (sp- G (cpu) 
G = H – T.S 
NHIỆT HÓA HỌC – CÂN BẰNG HÓA HỌC 
ÔN HỌC SINH OLYMPIC 30/4 
VŨ ĐỨC HOÀNG THPT BUÔN MA THUỘT 8 
 G = Go + RTln
b
B
a
A
d
D
c
C
aa
aa
.
.
 (10) 
trong đó: 
 Go: Biến thiên thế đẳng nhiệt, đẳng áp của phản ứng. 
 ai: Hoạt độ cấu tử i. 
- Nếu i là chất khí thì ai = Pi / Po (Po là áp suất tiêu chuẩn và bằng 1 atm) 
- Nếu i là chất tan trong dung dịch thì ai = Ci / Co (Co là nồng độ tiêu chuẩn 
và bằng 1M) 
- Nếu i là dung môi hoặc chất rắn thì ai = 1. 
 Khi phản ứng đạt đến trạng thái cân bằng thì G = 0, do đó: 
 Go = - RTln
CB
b
B
a
A
d
D
c
C
aa
aa








.
.
 (11) (CB chỉ các cấu tử ở trạng thái cân bằng) 
 Đối với một phản ứng nhất định, tại một nhiệt độ xác định, Go là một hằng 
số nên từ (11) suy ra đại lượng sau dấu ln cũng là một hằng số, đại lượng này gọi 
là hằng số cân bằng nhiệt động, ký hiệu là Ka. 
 Ka = 
CB
b
B
a
A
d
D
c
C
aa
aa








.
.
 (12) 
 (Khi không sợ nhầm lẫn thì không cần ghi ký hiệu CB ở chân) 
Đặt Q = 
b
B
a
A
d
D
c
C
aa
aa
.
.
 (13) 
(Q được gọi là hàm hoạt độ hay thương số phản ứng) 
Từ (10) đến (13) suy ra: 
 (14) 
Do đó: 
* Nếu Q < Ka, phản ứng xảy ra theo chiều thuận 
 * Nếu Q > Ka, phản ứng xảy ra theo chiều nghịch 
 * Nếu Q = Ka, phản ứng đang ở trạng thái cân bằng 
II. Các biểu thức tính hằng số cân bằng 
1. Hằng số cân bằng theo áp suất (Kp) 
 Xét phản ứng thuận nghịch xảy ra trong pha khí: 
aA(k) + bB(k) cC(k) + dD(k) 
 Kp = b
B
a
A
d
D
c
C
PP
PP
.
.
 (15) (Pi: Giá trị áp suất riêng phần của cấu tử i ở 
TTCB tính theo atm) 
Pi = xi.P = niRT/V 
2. Hằng số cân bằng theo nồng độ mol (KC) 
 Xét phản ứng đồng thể (xảy ra trong dung dịch hay pha khí): 
aA + bB cC + dD 
 KC = 
   
   ba
dc
BA
DC
.
.
 (16) ([i]: Giá trị nồng độ mol của cấu tử i ở TTCB) 
G = RTln
aK
Q
NHIỆT HÓA HỌC – CÂN BẰNG HÓA HỌC 
ÔN HỌC SINH OLYMPIC 30/4 
VŨ ĐỨC HOÀNG THPT BUÔN MA THUỘT 9 
* Chú ý: Đối với phản ứng xảy ra trong pha khí thì: 
(17) (n = (c + d) – (a + b); R = 0,082) 
3. Đại lƣợng Kx 
 Xét phản ứng đồng thể: aA + bB cC + dD 
 Kx = b
B
a
A
d
D
c
C
xx
xx
.
.
 (18) (xi = 
n
ni ) 
 Đối với phản ứng xảy ra trong pha khí thì: 
 (19) (P: Ấp suất chung của hệ) 
 KP phụ thuộc vào nhiệt độ nên từ (19) cho thấy Kx không những phụ thuộc 
vào nhiệt độ mà còn phụ thuộc vào cả áp suất chung của hệ. Chỉ trong trường hợp 
n = 0, Kx = Kp, thì Kx mới không phụ thuộc vào áp suất chung của hệ. 
 * Chú ý: Khi n = 0 thì: KP = KC = Kx 
4. Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá khử: 
 Xét bán phản ứng: aOx + ne bKh 
 Ta có: 
 Go = -RTlnK = -nFEo 
 lgK = 
RT
F
.303,2
nE
o
Ở 25oC (298K) thì 
RT
F
.303,2
 = 
)2(059,0
1
, khi đó: 
lgK = 
059,0
onE
 (20) 
Xét phản ứng oxi hoá - khử gồm hai bán phản ứng sau: 
aOx1 + ne bKh1 K1 = 10 
nE 1
o
/0,059 
X m 
cKh2 - me dOx2 K2 = 10 
– mE 2
o
/0,059 
X n 
maOx1 + ncKh2 mbKh1 + ndOx2 K = 10 
mn(E 1
o
-E 2
o
)/0,059
III. Sự phụ thuộc hằng số cân bằng vào nhiệt độ 
 Ta có: 
 Go = Ho – T.So = - RTlnK 
 lnK = - 
RT
H o
 + 
R
S o
 Gọi K1, K2 là hằng số cân bằng của phản ứng ở T1K và T2K 
 Giả sử Ho và So của phản ứng không phụ thuộc vào nhiệt độ thì: 
KP = KC.(RT)
n 
KP = Kx.(P)
n 
K = 10 nE
o
/0,059 
NHIỆT HÓA HỌC – CÂN BẰNG HÓA HỌC 
ÔN HỌC SINH OLYMPIC 30/4 
VŨ ĐỨC HOÀNG THPT BUÔN MA THUỘT 10 
 lnK1 = - 
1RT
H o
 + 
R
S o
 lnK2 = - 
2RT
H o
 + 
R
S o
 (21) (Công thức Van’t Hoff) 
IV. Sự chuyển dịch cân bằng 
1. Khái niệm về sự chuyển dịch cân bằng 
 Cân bằng hoá học là một cân bằng động, được đặc trưng bởi các giá trị hoàn 
toàn xác định của các thông số như nhiệt độ, nồng độ, áp suất của các cấu tử trong 
hệ. Nếu người ta thay đổi một hoặc nhiều thông số này thì trạng thái của hệ bị thay 
đổi, cân bằng hoá học của hệ bị phá vỡ. Sau một thời gian, hệ sẽ chuyển đến trạng 
thái cân bằng mới. Hiện tượng này gọi là sự chuyển dịch cân bằng. 
2. Ảnh hƣởng của sự thay đổi nồng độ các chất 
 Xét phản ứng đồng thể đang ở trạng thái cân bằng: aA + bB cC + dD 
 * Nếu tăng nồng độ chất phản ứng A, B hoặc giảm nồng độ chất tạo thành 
C, D thì Q < K nên cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận. 
 * Nếu giảm nồng độ chất phản ứng A, B hoặc tăng nồng độ chất tạo thành 
C, D thì Q > K nên cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch. 
 Kết luận: Cân bằng chuyển dich theo chiều chống lại sự thay đổi nồng độ 
các chất. 
3. Ảnh hƣởng của sự thay đổi áp suất (nhiệt độ không thay đổi) 
 Ở đây ta chỉ xét sự thay đổi áp suất chung của cả hệ đến sự chuyển dịch cân 
bằng. Ảnh hưởng của sự thay đổi áp suất riêng của từng cấu tử giống như ảnh 
hưởng của sự thay đổi nồng độ. 
 Xét phản ứng thuận nghịch xảy ra trong pha khí: 
aA(k) + bB(k) cC(k) + dD(k) 
 Ta có: 
 Kx = Kp(P)
-n
 (P: Áp suất chung của hệ ở trạng thái cân bằng) 
* n > 0: 
 Vì KP là hằng số ở nhiệt độ xác định nên khi P tăng thì Kx giảm, suy ra cân 
bằng chuyển dịch theo chiều nghịch hay là chiều có số phân tử khí ít hơn. 
* n < 0: 
 Khi P tăng thì Kx tăng, suy ra cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận hay là 
chiều có số phân tử khí ít hơn. 
 Kết luận: Khi tăng áp suất của hệ ở trạng thái cân bằng, cân bằng sẽ chuyển 
dịch về phía có số phân tử khí ít hơn và ngược lại. 
* n = 0: 
 Khi đó, Kx = Kp, Kx không phụ thuộc vào áp suất chung của hệ ở trạng thái 
cân bằng nên sự thay đổi áp suất không làm chuyển dịch cân bằng. 
4. Ảnh hƣởng của sự thay đổi nhiệt độ 
 Ta có: 
ln
1
2
K
K
 = )
11
(
21 TTR
H


NHIỆT HÓA HỌC – CÂN BẰNG HÓA HỌC 
ÔN HỌC SINH OLYMPIC 30/4 
VŨ ĐỨC HOÀNG THPT BUÔN MA THUỘT 11 
 Go = Ho – T.So = - RTlnK 
 lnK = - 
RT
H o
 + 
R
S o
 Ho, So thường ít phụ thuộc vào nhiệt độ nên: 
* Ho < 0 (Phản ứng toả nhiệt): 
 Khi T tăng thì lnK giảm, tức là K giảm, suy ra cân bằng chuyển dịch theo 
chiều nghịch, tức là chiều thu nhiệt. 
* Ho > 0 (Phản ứng thu nhiệt) 
 Khi T tăng thì lnK tăng, tức là K tăng, suy ra cân bằng chuyển dịch theo 
chiều thuận, tức là chiều thu nhiệt. 
 Kết luận: Khi tăng nhiệt độ, cân bằng chuyển dịch theo chiều thu nhiệt và 
ngược lại. 
5. Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Le Chatelier 
 Một phản ứng đang ở trạng thái cân bằng khi tác động các yếu tố bên ngoài ( 
Nồng độ, nhiệt độ, áp suất) thì cân bằng chuyển dịch theo chiều chống lại các tác 
động đó. 
PHẦN 2: HƢỚNG DẪN HỌC SINH MỘT SỐ BÀI TẬP ÁP DỤNG: 
* Một số bài tập nhiệt hóa học: 
Ví dụ 1: 
Tính 
CS
H 0298, cña Cl
-
(aq). Biết: 
(a): 
2
1
H2 + 
2
1
Cl2(k)  HCl(k) CSH 0298, = -92,2(kJ) 
(b): HCl(k) + aq  H
+
(aq) + Cl
-
(aq) CSH 0298, = -75,13(kJ) 
(c): 
2
1
H2 + aq  H
+
(aq) + e 
o
SH 298, = 0 
Lời giải: 
Lấy: (a) + (b) – (c) ta được : 
2
1
Cl2 + e + aq = Cl
-
(aq) CSH 0298, = - 167,33(kJ) 
Ví dụ 2: 
Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng : 
3Fe(NO3)2(aq) + 4HNO3(aq)  3Fe(NO3)3(aq) + NO(k) + 2H2O (l) 
Diễn ra trong nước ở 250 C. Cho biết: 
 Fe
2+
(aq) Fe
3+
(aq) NO3
-
(aq) NO(k) H2O(l) 
CS
H 0298, (kJ/mol) -87,86 - 47,7 -206,57 90,25 -285,6 
Lời giải: 
Phương trình ion của phản ứng : 
3Fe
2+
(aq) + 4H
+
(aq) + NO3
-
(aq)  3Fe
3+
(aq) + NO(k) + 2H2O (l) 
H=3. 298,0 SH (Fe
3+
,aq)+ 298,
0
SH (NO)+2. 298,0 SH (H2O(l))-3. 298,
0
SH (Fe
2+
,aq)- 298,
0
SH 
(NO3
-
, aq) 
= 3.(-47,7) + 90,25 + 2.(-285,6) + 3.87,6 + 206,57 = -153,9(kJ) 
NHIỆT HÓA HỌC – CÂN BẰNG HÓA HỌC 
ÔN HỌC SINH OLYMPIC 30/4 
VŨ ĐỨC HOÀNG THPT BUÔN MA THUỘT 12 
Ví dụ 3: Tính Ho của các phản ứng sau: 
1) Fe2O3(r) + 2Al(r)  2Fe(r) + Al2O3(r) ( 1) 
Cho biết rOFeSH 32,
0 = -822,2 kJ/mol; 
rOAlSH 32,
0 = -1676 (kJ/mol) 
2) S(r) + 
2
3
O2(k)  SO3(k) (2) 
Biết: (3) : S(r) + O2(k)  SO2(k) 298
0H = -296,6 kJ 
 (4): 2SO2(k) + O2(k)  2SO3(k) 298
0H = -195,96 kJ 
Từ kết quả thu được và khả năng diễn biến thực tế của 2 phản ứng trên có thể rút ra 
kết luận gì? 
Lời giải: 
1) 
o
puH )1( = 
rOAlSH 32,
0 - rOFeSH 32,
0 = -1676 + 822,2 = - 853,8(kJ) 
2) 
o
puH )2( = 
o
puH )3( + 
2
1 opuH )4( = -296,6 -
2
1
.195,96 = -394,58 (kJ) 
KL: Hai phản ứng (1) , (2) đều tỏa nhiệt mạnh. Song thực tế 2 phản ứng trên 
không tự xảy ra. Như vậy chỉ dựa vào H không đủ để xác định chiều hướng của 
một quá trình hóa học. 
Ví dụ 4: Tính hiệu ứng nhiệt đẳng tích tiêu chuẩn của các phản ứng sau ở 250C 
a) Fe2O3(r) + 3CO(k)  2Fe(r) + 3CO2(k) 298
0H = 28,17 (kJ) 
b) Cthan ch× + O2(k) CO2 (k) 298
0H = -393,1(kJ) 
c) Zn(r) + S(r)  ZnS(r) 298
0H = -202,9(kJ) 
d) 2SO2(k) + O2(k)  2SO3(k) 298
0H = -195,96 (kJ) 
Lời giải: 
Ta có biểu thức H = U + n.RT 
Do các phản ứng a), b), c) có n = 0 nên U
o 
= H
o
Phản ứng d): U
o
 = H
o
 - n.RT = -195,96+1.8,314. 298,15. 10
-3 
= -193,5 (kJ) 
* Một số bài tập cân bằng hóa học: 
Ví dụ 1 : Cho 1 (mol) PCl5 vào bình chân không thể tích V đưa lên nhiệt độ 525
0
K 
: PCl5(k)  PCl3(k) + Cl2(k) (1) 
Được thiết lập với Kp = 1,86 và áp suất của hệ là 2 atm. 
 a. Tính số mol mỗi chất tại cân bằng 
 b. Cho 1 mol PCl5 và 1 mol He vào bình kín trên ở 525
0K. Tính số mol mỗi chất 
tại cân bằng và cho nhận xét? 
Lời giải: 
 PCl5(k) 

 PCl3(k) + Cl2(k) (1) 
Ban đầu 1 mol 0 0 
Phản ứng: x mol x mol x mol 
Cân bằng 1-x mol x mol x mol 
Vậy nhh sau phản ứng = (1-x) + x + x = 1+x (mol) 
NHIỆT HÓA HỌC – CÂN BẰNG HÓA HỌC 
ÔN HỌC SINH OLYMPIC 30/4 
VŨ ĐỨC HOÀNG THPT BUÔN MA THUỘT 13 
Ta có PPCl 5 = 2.1
1
x
x


 ; pPCl 3 = 2.1 x
x

 và PCl 2 = 2.1 x
x

Áp dụng biểu thức : Kp = 
5
23
.
PCl
ClPCl
P
PP
 . Ta có 
2
2
1
2
x
x

 = 1,86 
Giải phương trình ta có x = 0,694(mol) 
Vậy tại cân bằng số mol của PCl5(k) ;PCl3(k) và Cl2(k) lần lượt là: 0,306 ; 0,694 và 
0,694 mol 
b, Tại cân bằng câu a ta có nhh sau = 1+ x 
nên V(bình) = 
hêP
x 525.082,0).1( 
 = 36,44 (lít) 
vậy theo câu b, nếu có thêm 1 mol He thì nhh sau = 2+x 
Phệ = 
44,36
525.082,0).2( x
. Tương tự chúng ta tính được PPCl 5 ; PPCl 3 và PCl 2 tại cân 
bằng, thay vào Kp của hệ nữa ta có biểu thức: 
x
x
1
2
.
44,36
525.082,0
 = 1,85. 
Giải phương trình ta được x = 0,692 mol( t/mãn) 
Vậy tại cân bằng mới thì số mol của PCl5(k) ;PCl3(k) và Cl2 lần lượt là 0,308; 0,692 
và 0,692 mol 
KL: Bài toán đúng với nguyên lý chuyển dịch cân bằng hóa học 
Ví dụ 2: Có cân bằng : CO(K) + H2O(Hơi)  H2(K) + CO2(K) (1) 
Cho vào bình phản ứng 6 (mol) hơi H2O và 1 mol CO ở 460
0
C thì thấy có 95%CO 
đã phản ứng. 
a. Tính Kp của cân bằng trên ở 460
0
C 
b. Cho H của phản ứng ở nhiệt độ trên là – 41,0 (KJ/mol). Tìm nhiệt độ mà tại đó 
có 99% CO bị phản ứng? 
Lời giải: 
a. CO(K) + H2O(Hơi)  H2(K) + CO2(K) (1) 
ban đầu 1 mol 6 mol 0 0 
Phản ứng: 0,95 0,95 0,95 0,95 mol 
Cân bằng 0,05 5,05 0,95 0,95 mol 
Ta có Kp = 
OHCO
HCO
PP
PP
2
22
.
.
 = 
OHCO
HCO
nn
nn
2
22
.
.
 Do n =0 
Thế các giá trị vào ta có : Kp = 3,574 
b. Ta có ở nhiệt độ 4600C có Kp1 = 3,574 
 Tương tự ở t2
0C ta có với 99% CO bị phản ứng thì : Kp2 = 
01,5.01,0
99,0.99,0
 = 19,56 
Áp dụng biểu thức (21) ta có : 
Với K2 = 19,56 ở t2
0
C và K1 = 3,574 ở 460
0
C ta có 
ln
1
2
K
K
 = )
11
(
21 TTR
H


NHIỆT HÓA HỌC – CÂN BẰNG HÓA HỌC 
ÔN HỌC SINH OLYMPIC 30/4 
VŨ ĐỨC HOÀNG THPT BUÔN MA THUỘT 14 
ln
574,3
56,19
 = 
134,8
0,41
(
273460
1

 - 
)273
1
2 t
. 
Giải phương trình ta thu được t2 = 585
0
C 
Ví dụ 3(Đề thi casio khu vực năm 2011-2012): 
Cho cân bằng : N2(k) + 3H2(k)  2NH3(k) H = -92KJ/mol 
Nếu xuất phát từ hỗn hợp ban đầu là N2 và H2 theo đúng tỉ lệ mol là 1: 3 thì khi đạt 
đến trạng thái cân bằng ở 4500C và 300atm, NH3 chiếm 36% thể tích hỗn hợp 
a. Tính hằng số Kp của cân bằng trên? 
b. Tiến hành như trên vẫn ở nhiệt độ 4500C, cần phải tiến hành ở áp suất bao nhiêu 
để khi đạt cân bằng NH3 chiếm 50% thể tích hỗn hợp? 
c. Giữ áp suất không đổi ở 300atm vậy cần phải tiến hành ở nhiệt độ bao nhiêu để 
khi cân bằng NH3 chiếm 50% thể tích hỗn hợp? 
Lời giải: 
a. Giả sử số mol sau phản ứng là 1 mol. Vậy số mol của NH3, N2 H2 lần lượt là 
: 0,36 ; 0,48 và 0,16 mol tương ứng với x3 , x2 , x1 (mol) 
Thay vào biểu thức Kp = 
23
21
3
2
.pxx
x
 = 
23
2
300.48,0.16,0
36,0
 = 8,138.10
-5
 b. Theo điều kiện cân bằng khi NH3 chiếm 50% thể tích (hay số mol) hỗn hợp thì 
: Vậy số mol của NH3, N2 H2 lần lượt là : x3 = 0,50 ; x1 = 0,125 và x2 = 0,375 
- Vì ở nhiệt độ không đổi nên Kp không đổi, thay vào biểu thức Kp ta có: 
 Kp = 23
2
.375,0.125,0
50,0
p
 = 8,138.10
-5
 . 
Giải phương trình ta thu được p = 680atm 
c. Áp dụng biểu thức tương tự như câu b ví dụ 2 ta có ngay t = 3800C 
* Một số bài tập trong các đề thi: 
Bài tập 1:( Đề thi casio khu vực 2008): Tại 4000C, P = 10atm phản ứng: 
 N2(k) + 3H2(k)  2NH3 (k) có Kp = 1,64 10
4
. 
 Tìm % thể tích NH3 ở trạng thái cân bằng, giả thiết lúc đầu N2(k) và H2(k) có tỉ lệ 
số mol theo đúng hệ số của phương trình 
Bài tập 2:(Đề thi casio khu vực 2008): 
Nitrosyl clorua là một chất rất độc, khi đun nóng sẽ phân huỷ thành nitơ monoxit 
và clo. 
a) Hãy viết phương trình cho phản ứng này 
b) Tính Kp của phản ứng ở 298K(theo atm và theo Pa). 
 Nitrosyl clorua Nitơ monoxit Cl2 
H0298 (kJ/mol) 51,71 90,25 ? 
S 0298 (J/K.mol) 264 211 223 
c) Tính gần đúng Kp của phản ứng ở 475K 
NHIỆT HÓA HỌC – CÂN BẰNG HÓA HỌC 
ÔN HỌC SINH OLYMPIC 30/4 
VŨ ĐỨC HOÀNG THPT BUÔN MA THUỘT 15 
Bài tập 3:(Đề thi casio khu vực 2008 dự bị): 
Cho các số liệu nhiệt động của một số phản ứng sau ở 298K 
Số phản ứng Phản ứng Ho298 (kJ) 
(1) 2NH3 + 3N2O  4N2 + 3H2O  1011 
(2) N2O + 3H2  N2H4 + H2O  317 
(3) 2NH3 + 0,5O2  N2H4 + H2O  143 
(4) H2 + 0,5 O2  H2O  286 
 S0298 (N2H4) = 240 J/K.mol ; S
0