Tổng hợp lý thuyết và ứng dụng các vấn đề trong đề thi olympic 30-4 hóa học 10

Tổng hợp Lý Thuyết và ứng dụng các vấn đề 
trong đề thi Olympic 30-4 Hóa học 10
Câu số 2: LÝ THUYẾT VỀ PHẢN ỨNG HÓA HỌC
1. Khái niệm nhiệt trong hóa học: nhiệt phản ứng, nhiệt tạo thành, 
thiêu nhiệt, nhiệt hòa tan. Định luật Hess và các hệ quả. Tính hiệu ứng 
nhiệt của phản ứng.
NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC
Nhiệt của một số quá trình quan trọng :
1/ Nhiệt tạo thành của các chất : ∆H(tt) (hay sinh nhiệt)
Nhiệt tạo thành của 1 hợp chất hóa học là hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành 1 mol 
chất đó từ những đơn chất ở trạng thái chuẩn.
Trạng thái chuẩn của 1 chất là trạng thái bền nhất của chất đó ở áp suất 1 atm và 250C (hay 
298,15K)
TD : phản ứng : N2 + 3H2  2NH3 ∆H = - 92,22 KJ
Nhiệt tạo thành của NH3 = 
2
puH∆
 = 
2
22,92−
 = - 46,11 KJ/mol
 C(r) + O2(k)  CO2(k) ∆H = - 393 KJ/mol 
Nhiệt tạo thành CO2 = ∆H(pư) = - 393 KJ/mol
Nhiệt tạo thành của các đơn chất ở điều kiện chuẩn được qui ước bằng 0.
Khi phản ứng xảy ra mà tất cả các chất (đơn chất và hợp chất tạo thành) đều ở điều kiện chuẩn thì 
ta có nhiệt tạo thành chuẩn. Ký hiệu 
0
tt∆Η
2/ Nhiệt phân hủy : 
Nhiệt phân hủy của 1 hợp chất là hiệu ứng nhiệt của phản ứng phân hủy 1 mol chất đó tạo 
thành các đơn chất.
TD : H2O(l)  H2(k) + ½ O2(k) 
0
298∆Η
 = + 285,84 KJ
Nhiệt phân hủy H2O ở đkc = + 285,84 KJ/mol
3/ Nhiệt đốt cháy (hay thiêu nhiệt) ∆H(tn) 
Nhiệt đốt cháy của 1 chất là nhiệt tỏa ra khi đốt cháy hoàn toàn 1 mol chất trong oxi.
TD : C(graphit) + O2(k)  CO2(k) ∆H = - 393 KJ/mol 
Nhiệt đốt cháy của C = - 393 KJ/mol
2C2H5OH + 3O2  4CO2(k) + 6H2O(k) ∆H = - 2736 KJ
Nhiệt đốt cháy C2H5OH = 
2
puH∆
= 
2
2736−
 = - 1368 KJ/mol
Định luật Lavoisier – Laplace : 
“Nhiệt tạo thành và nhiệt phân hủy của một hợp chất bằng nhau về trị số nhưng ngược 
nhau về dấu”
4/ Nhiệt phân li : Nhiệt phân li của một chất là năng lượng cần thiết để phân hủy 1 mol 
phân tử của chất đó (ở thể khí) thành các nguyên tử ở thể khí.
TD : H2(k)  2H(k) ∆H = 104,2 kcal/mol
O2(k)  2O(k) ∆H = 117 kcal/mol
CH4(k)  C(k) + 4H(k) ∆H = 398 kcal/mol
5/ Năng lượng của liên kết hóa học : Năng lượng của một liên kết hóa học là năng lượng 
cần thiết để phá vỡ liên kết đó tạo thành các nguyên tử ở thể khí.
Xác định nhiệt của các phản ứng hóa học :
Định luật Hess. Đây là một định luật cơ bản của nhiệt hóa học do viện sĩ Nga H.I. Hess 
(1802 – 1850) tìm ra lần đầu tiên, có nội dung như sau :
“ Trong trường hợp áp suất không đổi hoặc thể tích không đổi, hiệu ứng nhiệt của phản 
ứng hóa học chỉ phụ thuộc vào dạng và trạng thái của các chất đầu và các sản phẩm cuối, không 
phụ thuộc vào cách tiến hành phản ứng”
Có thể minh họa ý nghĩa định luật Hess trong thí dụ sau : Việc oxi hóa than bằng oxi tạo 
thành khí CO2 có thể tiến hành theo 2 cách :
Cách 1 : đốt cháy trực tiếp than thành CO2 
Pt : C(graphit) + O2(k)  CO2(k) ∆H (hiệu ứng nhiệt của phản ứng)
Cách 2 : tiến hành qua 2 giai đoạn :
C(graphit) + ½ O2(k)  CO(k) ∆H1 
CO(k) + ½ O2(k)  CO2(k) ∆H2 
Có thể biểu diển hai cách tiến hành trên bằng sơ đồ sau :
C(graphit) CO2(k) 
CO(k) 
Nếu các quá trình trên thỏa mãn điều kiện : Nhiệt độ và áp suất ban đầu bằng nhiệt độ và áp suất 
cuối ta có :
∆H = ∆H1 + ∆H2
Vài hệ quả của định luật Hess :
1/ Hệ quả 1 : Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng nhiệt tạo thành của các sản phẩm trừ 
tổng nhiệt tạo thành các tác chất (có kể các hệ số hợp thức của phương trình phản ứng)
∑ ∑∆Η−∆Η=∆Η )()( 000298 tcsf tttt
TD : Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng : 
CaCO3(r)  CaO(r) + CO2(k) 
0
298∆Η
 = ?
Biết 
0
tt∆Η
 - 1206,9 - 635,6 - 393,5 (KJ)
Giải :
Ta có : 
0
298∆Η
 = (- 635,6) + (- 393,5) – (-1206,9) = + 177,8 KJ
2/ Hệ quả 2 : Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng nhiệt đốt cháy của các tác chất trừ 
tổng nhiệt đốt cháy của các sản phẩm (có kể các hệ số hợp thức của phương trình phản ứng)
+ O2
∆H2∆H1
0 0 0
298 ( ) ( )dc dctc sf∆Η = ∆Η − ∆Η∑ ∑
TD : Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng :
CH3COOH(l) + C2H5OH(l)  CH3COOC2H5(l) + H2O(l) 
0
298∆Η
 = ?
Biết ∆H(đc)0 - 871,69 - 1366,91 - 2284,05 0
Giải : Hiệu ứng nhiệt của phản ứng :
∑ ∑∆Η−∆Η=∆Η )()( 000298 sftc ttdc
⇒
0
298∆Η
 = (-871,69) + (-1366,91) – (-2284,05) = 
45,45 KJ
3/ Hệ quả 3 : Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng năng lượng liên kết có trong các chất 
tham gia (tác chất) trừ tổng năng lượng liên kết có trong các chất sản phẩm.
∑ ∑∆Η−∆Η=∆Η )()( 000298 sftc lklk
TD : Xác định năng lượng trung bình của các liên kết O – H trong phân tử nước, biết rằng năng 
lượng liên kết H – H và O = O tương ứng bằng 435,9 KJ và 498,7 KJ, khi đốt cháy đẳng áp 2 mol 
H2 tỏa ra 483,68 KJ.
Giải :
Pt : 2H2(k) + O2(k)  2H2O(k) ∆H = - 483,68 KJ
Dựa vào hệ quả thứ 3 của định luật Hess ta có :
∑ ∑∆Η−∆Η=∆Η )()( 000298 sftc lklk
⇒
 - 483,68 = 2(435,9) + (498,7) - 2
0
2OH
∆Η
⇒
0
2OH
∆Η
 = + 927,09 KJ 
⇒
0
lk∆Η
(O – H) = 
2
09,927+
 = + 463,545 KJ (do 1 phân tử H2O có 2 
lk O-H) 
4/ Chu trình nhiệt hóa học hay chu trình Born – Haber (Booc – Habe)
Một phương pháp ứng dụng của định luật Hess thường được dùng để tính hiệu ứng nhiệt của các 
quá trình (năng lượng mạng tinh thể, nhiệt hidrat hóa, nhiệt hóa hơi ) là lập những chu trình 
nhiệt hóa học trong đó quá trình mà chúng ta quan tâm là một giai đoạn của chu trình, khi đó tất 
nhiên phải biết hiệu ứng nhiệt của các giai đọan khác trong chu trình. Sau đây là một vài thí dụ :
TD : Tính năng lượng mạng lưới của tinh thể NaCl. Năng lượng mạng lưới của tinh thể NaCl là 
hiệu ứng năng lượng của quá trình : Na+ + Cl-  NaCl (tt) E NaCl
Lập chu trình nhiệt hóa hơi như sau :
Na(r) + ½ Cl2 (k) Na(k) Cl(k) 
 NaCl(tinh thể) Na+ (k) + Cl-(k) 
Trong đó đã biết hiệu ứng nhiệt của các quá trình sau :
- Nhiệt thăng hoa của Na : ∆Hth Na = 25,9 kcal/mol
∆Hth Na ½ 
∆H(tt) INa ACl
ENaCl
- Nhiệt phân ly của Cl2 thành nguyên tử : DCl2 = 57,2 kcal/mol
- Năng lượng ion hóa của Na : INa = 117,8 kcal/mol
- Ái lực electron của Clo : ACl = - 88,0 kcal/ngtg
- Nhiệt tạo thành của muối NaCl tinh thể (từ các đơn chất) : ∆H(tt) NaCl = 98,2 kcal/mol
Từ đó theo định luật Hess ta có thể tính được năng lượng mạng lưới của NaCl :
ENaCl = ∆H(tt NaCl) – (∆Htn Na + ½ DCl2 + INa + ACl)
Thay các giá trị vào ta được : ENaCl = - 182,5 kcal/mol
TD : Tính năng lượng liên kết ∆Hlk HCl giữa các nguyên tử H và Cl trong phân tử HCl, nghĩa là 
năng lượng được giải phóng khi tạo thành phân tử HCl từ các nguyên tử H và Cl. Biết Nhiệt phân 
ly Cl2 và H2 thành nguyên tử : DH2 = 103,4 kcal/mol ; DCl2 = 57,2 kcal/mol. Nhiệt tạo thành khí 
HCl : ∆HHCl = - 22,1 kcal/mol.
Ta lập chu trình nhiệt hóa sau :
½ H2 + ½ Cl2 H(k) + Cl(k) 
HCl(k)
Từ chu trình trên khi áp dụng định luật Hess ta có : 
∆Hlk HCl + ∆HHCl = ½ DH2 + ½ DCl2 
⇒
 ∆Hlk HCl = ∆HHCl – (½ DH2 + ½ DCl2 ) 
∆Hlk HCl = - 22,1 – 
2
)2,574,103( +
 = - 102,4 kcal/mol
Nhiệt dung :
Nhiệt dung là nhiệt lượng cần thiết để đun nóng một lượng chất nhất định lên 10 bách phân 
(10C)
Nhiệt dung riêng là nhiệt lượng cần thiết để nâng nhiệt độ 1 gam chất lên 10 bách phân.
Nhiệt dung mol là nhiệt lượng cần thiết để nâng 1 mol chất lên 10 bách phân
BÀI 
TẬP:
Dạng 1: Sử dụng chu trình Born-Haber và định luật Hess
Năm 2011 Câu 2.3/tr 12 
Câu 2.1/tr 14 
Câu 2.2/tr 22 
Câu 2.1/tr 24 
Năm 2010 Câu 2.1 tr 6
Câu 2.1 tr 10
Câu 2.1 tr 16
Câu 2.1 tr 19
½ DCl2 ½ DH2
∆HHCl - ∆Hlk 
2. Tốc độ phản ứng hóa học: khái niệm, các yếu tố ảnh hưởng 
đến tốc độ phản ứng hóa học. Động học phản ứng bậc nhất và 
bậc hai. Phương trình Arrhenius. Động học và cơ chế phản 
ứng.
ĐỘNG HOÁ HỌC
I. Tốc độ phản ứng
1. Định nghĩa
Tốc độ của một phản ứng hoá học được xác định thông qua thực nghiệm và 
bằng lượng biến mất của chất phản ứng hay lượng sinh ra của sản phẩm trong một 
đơn vị thời gian.
Lượng chất thường được tính bằng nồng độ mol (nếu chất đó ở thể khí hoặc 
là chất tan trong dung dịch).
Thời gian thường được tính bằng giây, có thể là phút, giờ
Khi đó: v = 
t
C
∆
∆
(1)
2. Biểu thức tính tốc độ phản ứng
Xét phản ứng đồng thể: aA + bB → cC + dD
Tốc độ (trung bình) của phản ứng là:
v = - 
t
C
a
A
∆
∆
.1
 = - 
t
C
b
B
∆
∆
.1
 = 
t
C
c
C
∆
∆
.1
 = 
t
C
d
D
∆
∆
.1
(2)
(Để cho tốc độ phản ứng là đơn giá, người ta chia (1) cho hệ số các chất 
trong phương trình phản ứng).
- 
t
C A
∆
∆
, - 
t
CB
∆
∆
: Tốc độ tiêu thụ chất A, chất B.
t
CC
∆
∆
, 
t
CD
∆
∆
: Tốc độ tạo thành chất C, chất D.
* Chú ý:
• Hệ số của các chất trong phương trình phản ứng phải là những số nguyên, tỉ 
lệ tối giản.
• Trong hệ SI, đơn vị của tốc độ phản ứng là mol.L-1.s-1
II. Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng
1. Nồng độ
Khi nồng độ các chất phản ứng tăng thì số phân tử chất phản ứng trong một 
đơn vị thể tích tăng, do đó các phân tử có nhiều cơ hội va chạm với nhau nên tốc 
độ phản ứng tăng.
1.1. Đinh luật tác dụng khối lượng (Do Guldberg và Waage đưa ra vào các năm 
1864 và 1867).
Đối với những phản ứng đơn giản (phản ứng chỉ xảy ra qua một giai đoạn), 
tốc độ phản ứng tuân theo định luật tác dụng khối lượng như sau:
“Tốc độ của một phản ứng ở mỗi thời điểm tỉ lệ với tích nồng độ của các 
chất tham gia phản ứng với số mũ là hệ số tỉ lượng tương ứng trong phương trình 
phản ứng”.
Ví dụ: Phản ứng đơn giản: 2NO(k) + O2 (k) → 2NO2 (k) có v = k.CNO2.CO
2
* Tổng quát: 
Xét phản ứng đồng thể đơn giản: aA + bB → cC + dD (3)
Biểu thức tốc độ của phản ứng là: v = k.CAa.CBb (4)
Ý nghĩa của k: k là hằng số tốc độ của phản ứng, nó phụ thuộc vào bản chất 
của phản ứng, nhiệt độ, dung môi, chất xúc tác. Đối với một phản ứng xác định, 
trong một điều kiện nhất định thì k là một hằng số; k đặc trưng cho động học của 
phản ứng, k càng lớn thì phản ứng xảy ra càng nhanh và ngược lại.
Đơn vị của k: Nếu v có đơn vị là mol.L-1.s-1 thì đơn vị của k trong phương 
trình (4) là:
[k] = 
[ ]
[ ] ( )baLmol
v
+
−1.
 = (mol.L-1)(1-a-b).s-1
(4) gọi là phương trình động học của phản ứng (3)
1.2. Sự phụ thuộc tốc độ phản ứng vào nồng độ. Phương trình động học của 
phản ứng. Bậc phản ứng.
a) Phương trình động học của phản ứng
Những nghiên cứu thực nghiệm rộng rãi cho thấy chỉ một số rất ít phản ứng 
tuân theo định luật tác dụng khối lượng, nghĩa là có rất ít phản ứng xảy ra qua một 
giai đoạn mà thông thường chúng xảy ra qua nhiều giai đoạn. Các phản ứng này 
gọi là phản ứng phức tạp.
Trong trường hợp tổng quát, đối với phản ứng đồng thể: aA + bB → cC 
+ dD 
thì phương trình động học của phản ứng là: v = k.CAm.CBn
m có thể trùng a, n có thể trùng b
m,n: bậc phản ứng riêng (bậc riêng phần) đối với chất A, chất B; m,n có thể 
là số nguyên, phân số hay có khi không xác định.
m + n: Bậc phản ứng 
Ví dụ: Phản ứng: CO(k) + Cl2 (k) → COCl2 có v = k.CCO.CCl
2
3/2 (Bậc phản ứng là 
1 + 3/2 = 5/2)
Người ta thường xác định bậc phản ứng riêng của từng chất, từ đó suy ra bậc 
phản ứng bằng thực nghiệm.
* Chú ý: 
• Bậc phản ứng lớn hơn 3 ít gặp.
• Khi phản ứng xảy ra trong điều kiện nồng độ của một hay một số chất không 
thay đổi thì tích số của nồng độ đó với hằng số tốc độ phản ứng được xem là 
không đổi và bậc của phản ứng sẽ thay đổi (giảm).
Ví dụ: Phản ứng thuỷ phân đường saccarozơ:
C12H22O11 + H2O 
 → °
+ tH ,
 C6H12O6 + C6H12O6
 (Glucozơ)
 (Fructozơ)
có phương trình động học:
v = k.CC
12
H
22
O
11
.CH
2
O.CH
+
Như vậy, bậc phản ứng là 3. Nhưng nếu giữ cho nồng độ H+ không đổi (phản 
ứng tiến hành trong dung dịch đệm) và lượng nước rất lớn (nồng độ H2O coi 
như không thay đổi) thì chỉ có nồng độ C12H22O11 biến đổi, do đó, bậc phản 
ứng là 1 (người ta thường nói phản ứng là giả bậc 1).
• Đối với các phản ứng dị thể, trong biểu thức tốc độ phản ứng chỉ có nồng độ 
của các chất khí hay chất tan trong dung dịch.
1.3. Sơ lược về cơ chế phản ứng
a) Cơ chế phản ứng 
Thông thường, các phản ứng hoá học xảy ra qua nhiều giai đoạn cơ sở khác 
nhau. Tốc độ của phản ứng tổng cộng sẽ được xác định bởi tốc độ của giai đoạn 
chậm nhất. Giai đoạn chậm nhất này được gọi là giai đoạn quyết định tốc độ của 
phản ứng.
Như vậy, tập hợp tất cả các giai đoạn cơ sở của một phản ứng sẽ cho ta biết 
cách thức mà phản ứng xảy ra và được gọi là cơ chế phản ứng. Cơ chế của một 
phản ứng thường được xây dựng trên cơ sở nghiên cứu thực nghiệm về tốc độ phản 
ứng. 
Ví dụ, khi nghiên cứu phản ứng:
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
người ta thu được phương trình tốc độ phản ứng như sau: v = k.CNO2.CH
2
Do đó, người ta người ta giả thiết rằng phản ứng xảy ra qua các giai đoạn cơ 
sở như sau:
(a) NO + H2 
→ 1k
 NOH2 KCB (nhanh)← −1k
(b) NOH2 + NO 
→ 2k
 N2 + H2O2 (chậm)
(c) H2O2 + H2 
→ 3k
 2H2O (nhanh)
2NO + 2H2 
→
 N2 + 2H2O
Chứng minh cơ chế trên là hợp lý:
Gọi v là tốc độ của phản ứng và v2 là tốc độ của giai đoạn (b). Ta có:
v = v2 = k2.CNOH
2
.CNO (5)
Từ (a) suy ra: KCB = 
2
2
. HNO
NOH
CC
C
⇒ CNOH
2
= KCB.CNO.CH
2
Thay vào (5), ta được:
v = k2.KCB.CNO2.CH
2
 = k.CNO2.CH
2
 (Phù hợp với thực nghiệm)
* Chú ý: Mọi cơ chế đều chỉ là giả thiết. Một cơ chế được chấp nhận là cơ chế đó 
có thể giải đáp thoả đáng các dữ kiện thực nghiệm. Một phản ứng có thể có nhiều 
cơ chế khác nhau nếu chúng cùng thoả mãn điều kiện trên.
b) Phân tử số: là số tiểu phân (nguyên tử, phân tử hay ion) tham gia trong một giai 
đoạn sơ cấp (cơ sở) của phản ứng. Như vậy, phân tử số là số nguyên dương (1, 2, 
3; phân tử số từ 4 trở lên hầu như không gặp)
Qui ước gọi tên:
• Phân tử số bằng 1: Phản ứng đơn phân tử.
• Phân tử số bằng 2: Phản ứng lưỡng (hai) phân tử.
• Phân tử số bằng 3: Phản ứng tam (ba) phân tử.
2. Nhiệt độ
Khi nhiệt độ tăng, tốc độ chuyển động của các phân tử tăng và năng lượng 
của chúng cũng tăng lên, do đó, số lần va chạm cũng tăng lên, đặc biệt là số lần va 
chạm có hiệu quả (va chạm dẫn đến tạo thành chất mới) tăng lên. Như vậy, xét về 
mặt định tính, ta thấy có một qui luật chung là: khi tăng nhiệt độ thì tốc độ phản 
ứng tăng.
2.1 Qui tắc Van’t Hoff:
Một qui luật định lượng được Van’t Hoff tổng kết từ thực nghiệm là:
“Ở khoảng nhiệt độ gần nhiệt độ phòng, khi tăng nhiệt độ thêm 10oC, tốc độ 
phản ứng tăng từ 2 đến 4 lần”.
Số lần tăng đó gọi là hệ số nhiệt độ của tốc độ phản ứng, ký hiệu là γ.
(6)
vT
2
 = vT
1
.γ(T
2
- T
1
)/10
2.2. Phương trình Arrhenius
Khi nghiên cứu ảnh hưởng của nhiệt độ đến tốc độ phản ứng, người ta phải 
cố định nồng độ của các chất tham gia phản ứng. Do đó, sự phụ thuộc của tốc độ 
phản ứng vào nhiệt độ thực chất là sự phụ thuộc hằng số tốc độ phản ứng vào nhiệt 
độ.
Qui luật định lượng tổng quát hơn về mối liên hệ giữa nhiệt độ và tốc độ 
phản ứng được biểu thị trong phương trình Arrhenius như sau:
(7)
A: Thừa số Arrhenius (thừa số trước hàm mũ)
Ea: Năng lượng hoạt động hoá (năng lượng hoạt hoá)
R: hằng số khí = 8,314 J.mol-1.K-1
T: Nhiệt độ (K)
e: Cơ số Logarit Nepe = 2,7183
Lấy ln 2 vế của (7), ta được:
lnk = lnA - 
RT
Ea
Gọi k1, k2 lần lượt là hằng số tốc độ phản ứng ở nhiệt độ T1, T2. Ta có :
lnk2 = lnA - 
2RT
Ea
lnk1 = lnA - 
1RT
Ea
Trừ vế theo vế, ta được :
(8)
2.3. Thuyết va chạm hoạt động. Năng lượng hoạt động hoá của phản ứng hoá 
học
a) Thuyết va chạm hoạt động
Theo thuyết va chạm hoạt động thì các tiểu phân luôn luôn chuyển động và 
chuyển động một cách hỗn loạn. Phản ứng xảy ra là do sự va chạm của các tiểu 
phân nhưng không phải mọi va chạm của các tiểu phân đều dẫn đến phản ứng hoá 
học. Người ta cho rằng chỉ những va chạm của những tiểu phân thoả mãn 2 điều 
kiện :
• Có năng lượng xác định 
k = A.e - E
a
/RT
ln
1
2
k
k
 = 
R
Ea
(
21
11
TT
−
)
• Có định hướng xác định 
mới có hiệu quả, nghĩa là dẫn đến phản ứng. Các tiểu phân thoả mãn 2 điều kiện 
này gọi là tiểu phân hoạt động và va chạm của chúng gọi là va chạm hoạt động.
b) Năng lượng hoạt động hoá
Năng lượng dư so với năng lượng trung bình vốn có của các tiểu phân tham 
gia phản ứng mà các tiểu phân này cần phải có để cho phản ứng xảy ra được gọi là 
năng lượng hoạt động hoá.
 E Chất trung gian
 Ea(t)
 Ea(n)
Chất đầu
 Sản phẩm
Tiến trình phản ứng 
Như vậy, Ea càng thấp, phản ứng càng dễ xảy ra (tốc độ phản ứng càng lớn)
3. Xúc tác
3.1. Khái niệm chất xúc tác
Chất xúc tác là chất làm thay đổi tốc độ phản ứng nhưng sau phản ứng, các 
chất này không thay đổi về thành phần hoá học và khối lượng.
3.2. Chất xúc tác và cân bằng nhiệt động
Nhiệt động học khẳng định rằng trong điều kiện nhiệt độ và áp suất không 
đổi, phản ứng tự diễn biến khi ∆G < 0. Nếu một phản ứng nào đó không tự diễn 
biến (vì ∆G > 0) thì không thể tìm được chất xúc tác để làm cho phản ứng xảy ra.
Đối với phản ứng thuận nghịch, chất xúc tác đồng thời làm tăng tốc độ phản 
ứng thuận và phản ứng nghịch, do đó, phản ứng thuận nghịch mau đạt đến trạng 
thái cân bằng nhưng chất xúc tác không làm chuyển dịch cân bằng.
3.3. Giải thích vai trò của xúc tác dương
Chất xúc tác dương tạo với chất tham gia phản ứng một sản phẩm trung 
gian. Sản phẩm trung gian này có mức năng lượng thấp hơn sản phẩm trung gian 
khi không có xúc tác, như vậy, xúc tác dương làm giảm năng lượng hoạt động hoá 
của phản ứng, vì thế, có nhiều phân tử vượt qua mức năng lượng này hơn, nghĩa là 
số va chạm có hiệu quả tăng lên, do đó, tốc độ phản ứng tăng lên.
4. Diện tích bề mặt tiếp xúc (Áp dụng cho phản ứng dị thể)
Diện tích bề mặt tiếp xúc càng lớn, tốc tộ phản ứng càng lớn.
III. Phương trình động học tích phân của các phản ứng hoá học
1. Phản ứng bậc không
Xét phản ứng bậc 0 có dạng:
A → Sản phẩm
to a
t a - x
Biểu thức tốc độ phản ứng: 
v = 
dt
dx
 = k
dx = kdt
Lấy tích phân, ta được:
x = kt + C (9)
Ở thời điểm ban đầu: t = 0 và x = 0 nên: C = 0. Thay vào (9) ta được:
(10)
Hay phương trình động học tích phân:
(11)
k.t1/2 = CAo – CAo/2 = CAo/2
(12)
2. Phản ứng bậc một (một chiều)
Phản ứng bậc 1 có dạng:
A → Sản phẩm
to a
t a - x
Biểu thức tốc độ phản ứng: 
v = 
dt
dx
 = k.CA = k.(a – x)
xa
dx
−
 = kdt
x = kt
CAo – CA = kt
t1/2 = CAo/2k
Lấy tích phân, ta được :
- ln(a – x) = kt + C (13)
Ở thời điểm ban đầu: t = 0 và x = 0 nên: C = - lna. Thay vào (13) ta được:
- ln(a –x) = kt – lna
⇔ (14 )
Hay phương trình động học tích phân:
(15)
Vì nồng độ đầu chất phản ứng tỉ lệ với áp suất của nó (nếu chất phản ứng ở 
thể khí) cũng như tỉ lệ với số nguyên tử, phân tử của nó nên phương trình động học 
tích phân của phản ứng bậc 1 còn được biểu diễn:
(16)
(17)
Từ các biểu thức trên suy ra: kt1/2 = ln2 = 0,693
⇒
(18)
3. Phản ứng bậc hai (một chiều)
Phương trình phản ứng bậc hai có dạng:
A + B → Sản phẩm
to a b
t a – x b - x
Biểu thức tốc độ phản ứng: 
v = 
dt
dx
 = k.CA.CB = k.(a – x).(b – x)
( ) ( )xbxa
dx
−− .
 = kdt (19)
* Nếu a ≠ b thì: 
( ) ( )xbxa −− .
1
 = 



−
−
−− xbxaab
111
. Thay vào (19), ta được:
ln
xa
a
−
 = kt
ln
A
o
A
C
C
 = kt
ln
P
P o
 = kt
ln
N
N°
 = kt
t1/2 = 
k
693,0



−
−
−− xbxaab
dx 11
 = kdt
Lấy tích phân, ta được:
xa
xb
ab −
−
−
ln1
 = kt + C (20)
Ở thời điểm ban đầu: t = 0 và x = 0 nên: C = 
a
b
ab
ln1
−
. Thay vào (20), ta 
được:
(21)
* Nếu a = b thì:
v = 
dt
dx
 = k.CA.CB = k.(a – x)2
( ) 2xa
dx
−
 = kdt
Lấy tích phân, ta được:
xa −
1
 = kt + C (22)
Ở thời điểm ban đầu: t = 0 và x = 0 nên: C = 
a
1
. Thay vào (22), ta được:
(23)
Hay phương trình động học tích phân:
(24)
⇒ k.t1/2 = 
oC
1
(25)
( )
( )xab
xba
ab −
−
−
ln1
 = kt
xa −
1
 - 
a
1
 = kt
=
°
−
CC
11
k.t
t1/2 = 
°Ck.
1
IV. Phương pháp xác định bậc phản ứng 
1. Phương pháp thế
Trước hết, ta giả thiết phản ứng có bậc 0, bậc 1, bậc 2  Sau đó, đem thế các 
giá trị nồng độ (hay áp suất) của một chất nào đó tìm được bằng thực nghiệm 
ở những thời điểm khác nhau vào phương trình động học tích phân của phản 
ứng, phương trình nào cho giá trị của hằng số tốc độ phản ứng k gần như không 
đổi thì phương trình đó thoả mãn giả thiết.
2. Phương pháp đồ thị
* Đối với phản ứng bậc không, ta có:
Co – C = kt ⇒ C = - kt + Co
Như vậ