Hóa 11 - Cân bằng hóa học và cân bằng trong dung dịch nước - Học flashcard

Cân bằng có số mol khí hai vế bằng nhau (H2 + I2 ⇌ 2HI; CO + H2O ⇌ CO2 + H2; 2HI ⇌ H2 + I2). Yếu tố nào không làm dịch chuyển?

Áp suất (và thay đổi thể tích bình) không làm dịch chuyển vì n khí hai vế bằng nhau, và chất xúc tác cũng không. Nồng độ và nhiệt độ vẫn làm dịch chuyển.

Chuẩn độ acid - base (ví dụ HCl bằng NaOH)

Khi trung hòa vừa đủ: HCl + NaOH → NaCl + H2O thì nHCl = nNaOH (tỉ lệ 1:1). Tính nNaOH = CM x V (V đổi ra lít), rồi CM(HCl) = nHCl / V(HCl). Ví dụ: 10 mL HCl cần 20 mL NaOH 0,1M: nNaOH = 0,002 mol, CM(HCl) = 0,002 / 0,01 = 0,2M.

Định luật bảo toàn điện tích trong dung dịch

Dung dịch trung hòa điện: tổng số mol điện tích dương = tổng số mol điện tích âm. Σ (điện tích x số mol cation) = Σ (điện tích x số mol anion). Ví dụ: a mol Na+, 0,3 mol K+, 0,2 mol HCO3−, 0,3 mol CO3^2−, 0,1 mol SO4^2−: a + 0,3 = 0,2 + 0,6 + 0,2 thì a = 0,6. Kết hợp bảo toàn khối lượng: m muối = tổng khối lượng các ion (cô cạn thu muối khan).

Tính pH khi trộn dung dịch acid với dung dịch base

Phản ứng trung hòa: H+ + OH− → H2O. Bước 1: tính tổng nH+ và tổng nOH−. Bước 2: so sánh. H+ dư thì [H+] = nH+ dư / V sau trộn, pH = -lg[H+]. OH− dư thì [OH−] = nOH− dư / V sau trộn, pH = 14 - pOH. Ví dụ: 40 mL HCl 0,85M + 160 mL (Ba(OH)2 0,08M, KOH 0,04M): nH+ = 0,034; nOH− = 0,032; dư 0,002 mol H+; [H+] = 0,01M, pH = 2.

Tính pH dung dịch acid mạnh hoặc base mạnh

Acid: [H+] = n x CM (H2SO4 cho 2H+), pH = -lg[H+]. Ví dụ: H2SO4 0,1M thì [H+] = 0,2M, pH ≈ 0,7. HCl 0,01M thì pH = 2. Base: [OH−] = n x CM, pOH = -lg[OH−], pH = 14 - pOH. Ví dụ: NaOH 0,01M thì pH = 12; Ca(OH)2 0,005M thì [OH−] = 0,01M, pH = 12. Hỗn hợp: cộng [H+] (hoặc [OH−]) của từng chất.

Muối nào làm đổi màu quỳ tím? (NaCl, Na2CO3, NH4Cl, KCl, CH3COONa, Na2S, NaHSO4)

Muối của acid mạnh + base mạnh (NaCl, KCl): pH = 7, không đổi màu quỳ. Muối của base mạnh + acid yếu (Na2CO3, CH3COONa, Na2S, K2CO3): pH > 7, quỳ hóa xanh. NH4Cl, NaHSO4: pH < 7, quỳ hóa đỏ.

Môi trường acid, base, trung tính theo [H+] và pH

Acid: [H+] > 1,0.10^-7M, pH 10^-7M), pH > 7 (quỳ tím hóa xanh, phenolphtalein hóa hồng). Ví dụ: pH đất < 7 là đất chua, bón vôi để tăng pH.

Công thức pH, pOH, tích số ion của nước ở 25 độ C

pH = -lg[H+]; pOH = -lg[OH−] [H+].[OH−] = 10^-14; pH + pOH = 14 [H+] = 10^-pH Ví dụ: [H+] = 10^-3 thì pH = 3; dịch vị pH = 2 thì [H+] = 0,01M.

Thuyết acid - base của Bronsted - Lowry

Acid là chất cho proton (H+). Base là chất nhận proton (H+). Ví dụ: NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH−: theo chiều thuận NH3 là base (nhận H+), H2O là acid. CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO− + H3O+: chiều thuận CH3COOH là acid, H2O là base; chiều nghịch CH3COO− là base, H3O+ là acid. S2− + H2O ⇌ HS− + OH−: S2− là base, H2O là acid.

Tính nồng độ ion trong dung dịch chất điện li mạnh

Nồng độ ion = chỉ số ion x nồng độ chất. Ví dụ: Na2SO4 0,2M thì [Na+] = 0,4M, [SO4^2−] = 0,2M. Al(NO3)3 0,05M thì [NO3−] = 0,15M. Ba(OH)2 0,01M thì [OH−] = 0,02M. Trộn dung dịch: cộng số mol ion rồi chia cho thể tích sau trộn.

Lỗi hay mắc khi viết phương trình điện li?

Sai điện tích ion (Na+ không phải Na2+, Ca2+ không phải Ca+); sai số ion (Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO4^2−); dùng ⇌ cho chất điện li mạnh (NaOH phải dùng →); viết H3PO4 → 3H+ + PO4^3− (sai, phải điện li từng nấc và dùng ⇌); chất không điện li như C2H5OH không phân li ra ion.

Trong dung dịch HNO3 và dung dịch CH3COOH có những phần tử nào?

HNO3 (điện li mạnh): H+, NO3−, H2O (không còn phân tử HNO3). 0,1M thì [H+] = 0,1M. CH3COOH (điện li yếu): CH3COOH, H+, CH3COO−, H2O. [H+] < 0,1M với dung dịch 0,1M.

Chất điện li mạnh và chất điện li yếu: định nghĩa, ví dụ, cách viết phương trình

Điện li mạnh: phân li hoàn toàn thành ion, dùng mũi tên một chiều →. Gồm acid mạnh (HCl, HNO3, H2SO4, HClO4), base mạnh (NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2), hầu hết muối tan. Điện li yếu: chỉ một phần phân li, phần còn lại ở dạng phân tử, dùng ⇌. Gồm acid yếu (CH3COOH, HF, HClO, HCN, HNO2, H2S, H2CO3, H3PO4), base yếu, nước. Acid đa chức điện li theo từng nấc.

Sự điện li, chất điện li, chất không điện li

Sự điện li: quá trình phân li các chất trong nước thành ion. Chất điện li: khi tan trong nước phân li thành ion (dung dịch dẫn điện), gồm hầu hết acid, base, muối tan. Chất không điện li: tan trong nước không phân li ra ion (dung dịch không dẫn điện), ví dụ glucose, saccharose, ethanol, benzene, CH4, Cl2, N2. Dung dịch dẫn điện nhờ các ion chuyển động tự do.

Cách đếm nhanh: khi tăng áp suất, cân bằng nào dịch chiều thuận?

Tính n khí vế trái và vế phải. Chiều thuận khi n khí vế trái > n khí vế phải. Ví dụ: 2NO + O2 ⇌ 2NO2 (3 > 2) thuận; CO + Cl2 ⇌ COCl2 (2 > 1) thuận; CaCO3 ⇌ CaO + CO2 (0 < 1) nghịch; H2 + I2 ⇌ 2HI và 3Fe + 4H2O ⇌ Fe3O4 + 4H2 (4 = 4) không dịch.

Thí nghiệm 2NO2 (nâu đỏ) ⇌ N2O4 (không màu): ngâm vào nước đá thì sao?

Màu nâu đỏ nhạt dần: cân bằng dịch chiều thuận (tạo N2O4), chứng tỏ phản ứng thuận tỏa nhiệt. Ngâm nước nóng thì màu đậm hơn (dịch chiều nghịch). Thí nghiệm chứng minh ảnh hưởng của nhiệt độ. Muốn nhiều N2O4 thì hạ nhiệt độ.

Phản ứng thuận nghịch là gì? Phân biệt với phản ứng một chiều.

Phản ứng thuận nghịch: xảy ra theo hai chiều ngược nhau trong cùng một điều kiện, viết bằng mũi tên ⇌. Chiều trái sang phải là chiều thuận, phải sang trái là chiều nghịch. Ví dụ: 2SO2 + O2 ⇌ 2SO3. Phản ứng một chiều (không thuận nghịch): chỉ xảy ra theo một chiều, thường xảy ra hoàn toàn, ví dụ Mg + 2HCl → MgCl2 + H2.

Cân bằng CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g), ΔH > 0. Biện pháp nào thu được nhiều CaO hơn?

Tăng nhiệt độ (thu nhiệt, dịch thuận); lấy bớt CO2 hoặc cho CO2 thoát nhanh; tăng thể tích bình (giảm áp suất, vì vế phải có 1 mol khí, vế trái 0). Không có tác dụng: thêm CaCO3, lấy bớt CaO (chất rắn). Tăng áp suất hoặc thêm CO2 thì dịch chiều nghịch.

Cân bằng N2 + 3H2 ⇌ 2NH3, ΔH < 0. Làm sao để dịch chiều thuận (tăng hiệu suất NH3)?

Phản ứng tỏa nhiệt và số mol khí giảm (4 mol thành 2 mol). Dịch chiều thuận khi: tăng áp suất, giảm nhiệt độ, thêm N2 hoặc H2, lấy bớt NH3. Thêm NH3 hoặc tăng nhiệt độ thì dịch chiều nghịch. Chất xúc tác Fe không làm chuyển dịch.

Vai trò của chất xúc tác với cân bằng hóa học

Xúc tác làm tăng tốc độ phản ứng thuận và nghịch với số lần như nhau nên không làm chuyển dịch cân bằng, không làm đổi nồng độ các chất lúc cân bằng, chỉ giúp hệ nhanh đạt trạng thái cân bằng hơn.

Ảnh hưởng của áp suất đến cân bằng (hệ có chất khí)

Chỉ tính số mol khí, bỏ chất rắn và lỏng. Tăng áp suất (giảm thể tích bình): dịch về phía có ÍT mol khí hơn. Giảm áp suất (tăng thể tích bình): dịch về phía có NHIỀU mol khí hơn. Số mol khí hai vế bằng nhau: áp suất không làm chuyển dịch.

Ảnh hưởng của nhiệt độ đến cân bằng (quy tắc TĂNG - THU, GIẢM - TỎA)

Tăng nhiệt độ: cân bằng dịch theo chiều thu nhiệt (ΔH > 0). Giảm nhiệt độ: cân bằng dịch theo chiều tỏa nhiệt (ΔH 0 là thu nhiệt (chiều nghịch tỏa nhiệt); ΔH 0: tăng nhiệt độ thì dịch chiều thuận.

Ảnh hưởng của nồng độ đến cân bằng

Tăng nồng độ một chất: cân bằng chuyển dịch theo chiều làm giảm nồng độ chất đó (chiều tiêu thụ chất đó). Giảm nồng độ một chất: cân bằng chuyển dịch theo chiều tạo thêm chất đó. Ví dụ: thêm CO2 vào CaCO3 ⇌ CaO + CO2 thì dịch chiều nghịch; lấy bớt CO2 thì dịch chiều thuận.

Những yếu tố nào làm chuyển dịch cân bằng, yếu tố nào không?

Làm chuyển dịch: nồng độ, nhiệt độ, áp suất (chỉ với hệ có chất khí và tổng số mol khí hai vế khác nhau). Không làm chuyển dịch: chất xúc tác, diện tích bề mặt, lượng chất rắn thêm hoặc bớt.

Sự chuyển dịch cân bằng là gì? Nguyên lí Le Chatelier?

Sự chuyển dịch cân bằng: sự phá vỡ cân bằng cũ để chuyển sang cân bằng mới do yếu tố bên ngoài tác động. Nguyên lí Le Chatelier: khi thay đổi một yếu tố (nồng độ, nhiệt độ, áp suất) thì cân bằng chuyển dịch theo chiều làm giảm tác động của sự thay đổi đó.

Tính KC khi biết nồng độ cân bằng: H2 + I2 ⇌ 2HI, [H2] = [I2] = 0,107M, [HI] = 0,768M

KC = [HI]^2 / ([H2].[I2]) = 0,768^2 / (0,107 . 0,107) ≈ 51,5. Ngược lại, biết KC và hai nồng độ thì suy ra nồng độ còn lại: CO + Cl2 ⇌ COCl2, KC = 4, [CO] = 0,2; [Cl2] = 0,3 thì [COCl2] = 4 . 0,2 . 0,3 = 0,24M.

Cách tính KC khi biết nồng độ ban đầu và nồng độ một chất lúc cân bằng (bảng ban đầu - phản ứng - cân bằng)

Bước 1: lập bảng nồng độ ban đầu, nồng độ phản ứng (tỉ lệ theo hệ số), nồng độ cân bằng = ban đầu - phản ứng (chất sản phẩm thì cộng). Bước 2: thay vào biểu thức KC. Ví dụ: N2 1M, H2 1,2M, lúc cân bằng NH3 = 0,2M. NH3 sinh ra 0,2 thì N2 phản ứng 0,1, H2 phản ứng 0,3. Cân bằng: N2 0,9; H2 0,9; NH3 0,2. KC = 0,2^2 / (0,9 . 0,9^3) ≈ 0,061.

KC chỉ phụ thuộc yếu tố nào?

KC của một phản ứng thuận nghịch chỉ phụ thuộc nhiệt độ. Nồng độ, áp suất, chất xúc tác không làm đổi KC.

Chất nào KHÔNG viết vào biểu thức KC?

Chỉ viết chất khí (g) và chất tan trong dung dịch (aq). Không viết chất rắn (s) và chất lỏng nguyên chất (l) làm dung môi. Ví dụ: CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g) thì KC = [CO2]. 2Hg(l) + O2(g) ⇌ 2HgO(s) thì KC = 1/[O2]. CH3COOH + C2H5OH ⇌ CH3COOC2H5 + H2O(l): bỏ [H2O].

Biểu thức hằng số cân bằng KC của aA + bB ⇌ cC + dD

KC = [C]^c . [D]^d / ([A]^a . [B]^b) Sản phẩm ở tử, chất tham gia ở mẫu, mỗi nồng độ mũ hệ số. Ví dụ: H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g) thì KC = [HI]^2 / ([H2].[I2]). Ví dụ: N2 + 3H2 ⇌ 2NH3 thì KC = [NH3]^2 / ([N2].[H2]^3).

Những nhận định sai thường gặp về trạng thái cân bằng?

Sai: phản ứng dừng lại; các chất không phản ứng với nhau; phản ứng đã xảy ra hoàn toàn; nồng độ chất sản phẩm luôn lớn hơn chất đầu; khối lượng hai vế phải bằng nhau; vt = vn = 0. Đúng: vt = vn ≠ 0, nồng độ các chất không đổi, chỉ phản ứng thuận nghịch mới có cân bằng hóa học.

Trạng thái cân bằng hóa học là gì? Đặc điểm?

Là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch (vt = vn ≠ 0). Đây là cân bằng động: phản ứng vẫn tiếp tục xảy ra theo cả hai chiều, không dừng lại. Nồng độ các chất giữ nguyên không đổi (không nhất thiết bằng nhau, phản ứng chưa xảy ra hoàn toàn).