SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO ĐỒNG NAI
TRƯỜNG TRUNG HỌC PHỔ THÔNG XUÂN MỸ
_____________________
Mã số:

SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM
CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI
VỀ CÂN BẰNG HÓA HỌC
Người thực hiện: Hoàng Nguyễn Quỳnh Quyên
Lĩnh vực nghiên cứu:
Quản lý giáo dục
Phương pháp dạy học bộ môn Hóa học 
Phương pháp giáo dục
Lĩnh vực khác
Trang 1
Có đính kèm
Mô hình Phần mềm Phim ảnh Hiện vật khác
Năm học: 2013 - 2014
SƠ LƯỢC LÝ LỊCH KHOA HỌC
_______________
I. THÔNG TIN CHUNG VỀ CÁ NHÂN
1. Họ và tên: Hoàng Nguyễn Quỳnh Quyên
2. Ngày tháng năm sinh: 25/08/1981
3. Nam, nữ: nữ
4. Địa chỉ: Ấp Hoàn Quân – Xã Long Giao – Huyện Cẩm Mỹ - Tỉnh

dạng như các chuyên đề khác. Lý thuyết về cân bằng hóa học chỉ được đưa vào sách
giáo khoa phổ thông ở lớp 10 với nội dung đơn giản, không đủ để áp dụng làm bài
tập. Nhưng các dạng bài tập về cân bằng hóa học lại rất đa dạng, đòi hỏi học sinh phải
hiểu rõ về lý thuyết cân bằng hóa học mới có thể giải được.
Bản thân tôi khi mới được giao nhiệm vụ bồi dưỡng học sinh giỏi cũng cảm
thấy lúng túng và gặp nhiều khó khăn khi giảng dạy cho học sinh về nội dung cân
bằng hóa học. Và sau nhiều năm làm công tác bồi dưỡng học sinh giỏi, tôi đã tham
khảo các tài liệu cũng như các dạng bài tập về cân bằng hóa học trong các đề thi học
sinh giỏi, từ đó tôi biên soạn chuyên đề “Cân bằng hóa học” để giúp cho các em học
sinh có tài liệu tham khảo cũng như các giáo viên bồi dưỡng học sinh giỏi có nguồn
bài tập để rèn luyện cho học sinh.
Trang 3
II. CƠ SỞ LÝ LUẬN VÀ THỰC TIỄN
2.1. LÍ THUYẾT CƠ BẢN VỀ CÂN BẰNG HÓA HỌC VÀ CÁC YẾU TỐ ẢNH
HƯỞNG ĐẾN CÂN BẰNG HÓA HỌC
2.1.1. Phản ứng một chiều và phản ứng thuận nghịch.
- Phản ứng một chiều: là phản ứng mà các chất tham gia phản ứng tác dụng với
nhau tạo thành các sản phẩm, còn các sản phẩm không tác dụng với nhau theo phản
ứng ngược để tái tạo các chất ban đầu, nghĩa là phản ứng chỉ xảy ra theo một chiều
(trong phương trình phản ứng ta dùng dấu mũi tên
→
)
- Phản ứng thuận nghịch: là phản ứng xảy ra theo hai chiều trái ngược nhau
trong cùng một điều kiện (trong phương trình phản ứng người ta dùng dấu mũi tên
ƒ
)
Ví dụ:
4 4
Zn CuSO ZnSO Cu+ → +



⇒
Hằng số cân bằng của phản ứng thuận nghịch
c d
t
C
a b
n
k
[C] .[D]
K
k [A] .[B]
= =
(1)
Trong đó: k
1
và k
2
là hằng số tốc độ phản ứng thuận nghịch, k
C
là hằng số cân
bằng phản ứng thuận nghịch.
Trang 4
2.1.3. Điều kiện cân bằng của một phản ứng hóa học.
- Xét phản ứng: aA + bB cC + dD
Xuất phát từ biểu thức
G
∆
của phản ứng ở điều kiện thí nghiệm(không chuẩn).
c d

K
C
gọi là hằng số cân bằng biểu thị qua nồng độ mol/l. Khác với (2), ở (3) so
với (4) nồng độ các chất trong phản ứng được xét ở trạng thái cân bằng và kí hiệu
trong ngoặc vuông [ ].
Nếu phản ứng xảy ra trong pha khí ta thay nồng độ bởi áp suất riêng phần, ta có
K
P
– hằng số cân bằng biểu thị theo áp suất:
K
P
=
c d
C D
a b
A B
P .P
P .P
(5)
- Nếu tính theo nồng độ phân số mol
i
i
i
n
x
n
=
∑
ta có:
K

, n
D
là số mol tương ứng trong thể tích
V lít.
Ta có:
A A
A
n P
P RT [A]RT [A]=
V RT
= = →

Tương tự: [B]
C
B D
PP P
; [C] ; D
RT RT RT
= = =

Thay vào (4) ta có:
Trang 5
c
d
C D
c d
[(a b) (c d)]
C D
C
a b

P
.(RT)
n∆

(7)
Theo định luật Dalton:
P
i
= x
i
.P
Trong đó: - P
i
là áp suất riêng phần khí i
-
i
P P=
∑
là áp suất toàn phần của hệ (áp suất chung)
- x
i
là nồng độ phân số mol chất i.
A A B B C C D D
P x .P; P x .P; P x .P; P x .P→ = = = =
thay vào (5) ta có:
K
P
=
( ) ( )
c d

Khi
n
∆
= 0
P C x
K K K→ = =

- Một cách chính xác phải nói:
K =
c d
C D
a b
A B
a .a
a .a
(10)
Trong đó
i
i
o
P
a
P
=
gọi là hoạt áp của khí i. Thường chấp nhận P
o
= 1 atm, khi đó
a
i
là một hư số có giá trị a

và (3) ta có:
0 0 0
G T S RTln K
∆ = ∆Η − ∆ = −

0 0
S
ln K
RT R
∆Η ∆
→ = − +
(11)
Nếu coi gần đúng
0
∆Η
và
0
S∆
không thay đổi theo nhiệt độ ta thấy:
+ Nếu phản ứng tỏa nhiệt (
0
∆Η
< 0) thì khi tăng nhiệt độ, hằng số cân bằng K
sẽ giảm => Cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch.
+ Nếu phản ứng thu nhiệt (
0
∆Η
> 0) thì khi tăng nhiệt độ, hằng số cân bằng K
sẽ tăng => Cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận.
Ví dụ: Xét phản ứng nung vôi là phản ứng thu nhiệt.

độ của một chất nào đó trong hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều giảm nồng độ
Trang 7
chất đó và ngược lại nếu ta giảm nồng độ một chất nào đó trong hệ thì cân bằng sẽ
chuyển dịch sang phía tăng nồng độ của nó lên.
Ví dụ: Xét cân bằng:
2(k) 2(k) 3(k)
2SO O 2SO+ ƒ

Nếu tăng nồng độ SO
2
hoặc O
2
hoặc giảm nồng độ SO
3
xuống thì cân bằng
chuyển dịch theo chiều thuận. Do đó trong công nghiệp để điều chế SO
3
theo phản
ứng trên người ta dùng 1 lượng dư O
2
không khí.
Có thể tìm được mối quan hệ giữa các yếu tố áp suất hay nồng độ tới sự chuyển
dịch cân bằng qua biểu thức sau.
c d
C D
C
a b
A B C
C .C Q
G RTln K RTln RTln

: Phản ứng xảy ra theo chiều nghịch là chiều có tác
dụng là giảm Q cho tới khi Q = K
C
để hệ đạt tới trạng thái cân bằng.
(Có thể chứng minh tương tự với K
P
và K
x
).
- Xét bài toán: thêm một khí trơ vào hệ cân bằng trong pha khí. Sự có mặt một
khí trơ trong hệ cân bằng làm tăng áp suất chung của hệ, song vị trí cân bằng có thay
đổi không tùy thuộc vào điều kiện áp suất và thể tích của hệ có thay đổi hay không.
+ Nếu thêm khí trơ V = const
→
không làm thay đổi trạng thái cân bằng vì áp
suất riêng của các khí trong phản ứng không thay đổi.
+ Nếu thêm khí trơ ở P = const có thể làm thay đổi trạng thái cân bằng do sự
giảm áp suất riêng của các chất khí trong hệ phản ứng.
Bảng tóm tắt các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học:
Nhiệt độ
Tăng Cân bằng chuyển dịch
theo chiều
Thu nhiệt (
∆Η
> 0)
Giảm Tỏa nhiệt (
∆Η
< 0)
Áp suất Tăng Giảm số phân tử khí
Giảm Tăng số phân tử khí

Thông thường không biết chính xác x,y nên (1) có thể được viết như sau:
n n
MX M X
+ −
= +
(2)
n
M
+
,
n
X
−
: là các ion hidrat hóa.
Mức độ phân li thành các ion của chất điện li phụ thuộc vào bản chất các chất
dung môi, nhiệt độ v.v…
Ví dụ: Trong
2
H O
:
3
CH COOH
là chất điện lit trung bình nhưng trong dung dịch
axit
HCl
thì nó là một chất điện li rất yếu.
Trang 9
b. Độ điện li và hằng số điện li.
- Độ điện li
α

Áp dụng định luật tác dụng khối lượng cho (2) ta có
n n
C
[M ][X ]
K
[MX]
+ −
=

K
C
: Hằng số diện li nồng độ, phụ thuộc vào bản chất của chất điện li, dung môi,
nhiệt độ.
Trong dung dịch loãng K
C
không phụ thuộc vào nồng độ các chất trong dung
dịch.
n
MX
[MX] C [M ] C(1 )
+
= − = − α

Trong dung dịch loãng K
C
không phụ thuộc vào nồng độ các chất trong dung
dịch.
n
MX
[MX] C [M ] C(1 )

+ Một số axít vô cơ:
3
HCl,HBr,HI, HSCN, HNO ,
…
+ Các bazơ kiềm, kiềm thổ:
LiOH
,
KOH
,
NaOH
,
( )
2
Ba OH
…
Và hầu hết các muối tan…
Các chất còn lại thuộc loại chất điện li yếu hoặc trung bình.
+
2
H O
là chất điện li vô cùng yếu.
c. Các biểu diễn trạng thái chất điện li trong dung dịch.
- Các chất điện li mạnh phân li hoàn toàn được biểu diễn bằng một mũi tên
hướng từ trái sang phải.
Ví dụ: Trong nước:
2
2 4 4
Na SO 2Na SO
+ −
→ +

+ −
+ +ƒ
K
b
Ví dụ: Trong dung dịch nước, axít formic
HCOOH
2,00M ion hóa 0,95% Tính
K
C
của
HCOOH
.
Phương pháp: Xác định nồng độ các ion
[ ]
H , HCOO , HCOOH .
+ −
   
   

Áp dụng:
C
[H ][HCOO ]
K
HCOOH
+ −
=
(theo ĐLTDKL)
Giải: Ta có:
HCOOH H HCOO
+ −

= = =

Trang 11
- Có thể áp dụng
2 2
4
C
.C 0,0095
K 1,82.10
1 1 0,0095
−
α
= = =
− α −

4
C
pK lg1,82.10 3,74
−
= − =

2.2.1.2 Dự đoán định tính chiều hướng phản ứng giữa các chất điện li.
a. Nguyên tắc chung.
Bản chất phản ứng giữa các chất điện li là phản ứng ion.
Về nguyên tắc, khi tham gia phản ứng các ion kết hợp với nhau để tạo thành
cấc sản phẩm kết hợp mới tương ứng với giá trị xác định của hằng số cân bằng K của
phản ứng.
Nếu K lớn hơn thì phản ứng được coi là hoàn toàn.
Nếu K vô cùng bé thì coi phản ứng không xảy ra.
b. Các trường hợp không có phản ứng xảy ra.

CH COOK H SO CH COOH KHSO+ → +

Phương trình ion:
_
3 3
CH COO H CH COOH
+
+ →
- Phản ứng tạo thành chất ít phân li.
3 3 3 2 3
AgNO 2NH [Ag(NH ) ]NO+ →

Phương trình ion:
3 3 2
Ag 2NH [Ag(NH ) ]
+ +
+ →

Trang 12
b. Phản ứng hợp thành hợp chất ít tan.
3 3
AgNO KI AgI KNO+ → ↓ +

Phương trình ion:
Ag I AgI
+ −
+ → ↓

c. Phản ứng kèm theo sự thoát khí.
3 2 2 2

đã xảy ra và hệ đạt tới trạng thái cân bằng.
*Định luật: nồng đọ ban đầu của một cấu tử nghiên cứu bằng tổng nồng độ
cân bằng và nồng độ đã phân li hoặc đã tham gia phản ứng hóa học của cấu tử đó.
Chẳng hạn trong dung dịch axít HA:
HA H A
+ −
+
€

HA
C [HA]+[A ]
−
⇒ =

- Trong trường hợp cấu tử ở trạng thái ban đầu là đơn giản, nhưng ở trạng thái
cân bằng lại tồn tại ở dạng kết hợp thì khi biểu điễn định luật bảo toàn nồng độ phải
tính đến hệ số hợp thức của cấu tử khi tham gia phản ứng.
Ví dụ: Trong dung dịch
2 4
K CrO
có các ion K
+
,
2
4
CrO
−
,
4
HCrO

của 1 cấu tử ion
(hoặc độ biến đổi nồng độ mol
n∆
nếu thể tích hỗn hợp phản ứng không đổi) với hệ số
hợp thức (v) của cấu tử đó giống nhau đối với mọi chất tham gia phản ứng. Tỉ số này
được gọi là tọa độ phản ứng (x).
i
i
n
x
v
∆
=
hoặc
i
i
C
x
v
∆
=

Hệ thức này dùng để đánh giá sự biến đổi mol (hoặc nồng độ các chất trong
phản ứng).
Ví dụ: Xét phản ứng 1 mol Al và 0,7 mol
4
CuSO
tạo thành 0,2 mol
( )
2 4


Cu Al
n 0,2.3 0,6; n 0,2.( 2) 0,4∆ = = ∆ = − = −

4 2 4 3
CuSO Al (SO )
n 0,2.( 3) 0,6; n 0,2∆ = − = − ∆ =

Điều này đúng với quy ước v
i
< 0 đối với chất đầu và v
i
> 0 đối với chất cuối.
Tổng đại số số mol ban đầu n
o
(nồng độ C
o
) với
n∆
(hoặc
C
∆
) n của chất sau
phản ứng như đã tính ở trên:
0
i i i
n n n= + ∆

o
i i i

1.
- Trong dung dịch vô cùng loãng của chất điện li có thể coi hệ số hoạt
độ bằng đơn vị và hoạt độ bằng nồng độ.
[B].[C]
K
[A]
=

*Cách biểu diễn định luật tác dụng khối lượng đối với một số dạng cân
bằng thường gặp.
+ Cân bằng axít – bazơ
Cân bằng phân li axít:

HA H A
+ −
+ƒ
K
a
a
[H ][A ]
K
[HA]
+ −
=

K
a
: hằng số phân li axít
Cân bằng phân li bazơ:
2

=

3 3 3 2
AgNH NH Ag(NH )
+ +
+ ƒ

3 2
2
3 3
[Ag(NH ) ]
K
[AgNH ].[NH ]
+
+
=

K
1
, K
2
: hằng số bền tạo thành từng nấc của phức
3
AgNH
+
và
3 2
Ag(NH )
+


(nước)
/
2
I
(benzen)
+ Cân bằng hòa tan của chất khí. Định luật Henry.
2 2(aq)
CO aq CO↑ + →

2
2
D
CO
[CO ]
K
P
=
Aq: chỉ số CO
2
tan trong nước
Khi áp suất riêng phần của khí là 1atm thì hằng số Henry K là nồng độ hòa tan
khí.
+ Cân bằng trao đổi e của các chất oxi hóa, khử:
Khả năng trao đổi e dưới dạng [OXH] và dạng [K] được đặc trưng bởi điện cực
tiêu chuẩn E
o
và hằng số cân bằng tương ứng K.
Ox ne K
+
ƒ

ƒ

Trang 16
Hằng số của cân bằng nghịch bằng giá trị nghịch đảo hằng số quá trình thuận.
Ví dụ:
3 3
CH COOH CH COO H
− +
+ƒ
K
a
= 1,85.10
-5
3 3
CH COO H CH COOH
− +
+ ƒ
K=0,54.10
-5
+ Cộng cân bằng.
M A MA+ ƒ
K
1
2
MA A MA+ ƒ
K
2
Tìm hằng số cân bằng:
2
M 2A MA+ ƒ


Nhân cân bằng với 1 thừa số n tương đương với việc cộng n lần của cân bằng
đó.
2.2.2. Cân bằng axít – baz
a. Để đặc trưng tính thống nhất axít bazơ của dung dịch người ta dung chỉ số
nồng đọ ion hidrô, tức là âm logarit của nồng độ ion hidrô:
pH
pH lg H H 10
+ + −
= − =>
  
  
=



Trong dung dịch thì [H
+
][OH
-
] = 10
-14
và pH + pOH = 14
b. Mỗi axít đều có một bazơ lien hợp tương ứng, axít càng mạnh thì bazơ lien
hợp càng yếu và ngược lại.
c. Dung dịch đệm: là dung dịch có khả năng điều chỉnh sao cho pH của hệ ít
thay đổi, bất kể quá trình hóa học có giải phóng hay thu nhận ion hidrô hay không.
Dung dịch đệm thường là hỗn hợp của mọi axít yếu và bazơ lien hợp hoặc dung dịch
của muối axít của các đa axít.
2.3. CÂN BẰNG CÁC CHẤT TRONG PHA KHÍ

. Các hằng số này đều lien hệ với K
p
K
p
= K
C
(RT)
n∆

Trong đó: T là nhiệt độ theo thang kế.
22,4
R
273
=

n
∆
: độ biến đổi số mol (
n
∆
= n
sau
- n
trước
)
K
p
= K
x
.P

Mặt khác
G∆
-
o
G∆
= RTlnK
p
Khi phản ứng đạt tới trạng thái cân bằng
G
∆
= 0 =>
o
G
∆
= -RTlnK
p
Ta cũng có:
o
G
∆
phản ứng
=
o
H
∆
phản ứng
-
o
T S∆
phản ứng

 
. Áp dụng định luật tác dung khối lượng ta có
n n
[M ].[X ]
K
[MX]
+ −
=
(1)
Đặt
n n
X M x
− +
   
  
=

=

Thay vào (1) ta có
2
x
K
C x
=
−
. Việc giải phương trình này cho phép đánh giá x
và tính nồng độ cân bằng các phần tử trong dung dịch.
Nếu x << C (khi K rất bé) thì
2

ƒ
ƒ

Vì K >> K
1
nên trong dung dịch cân bằng (1) là quá trình chủ yếu, nghĩa là
nồng độ ion Ag
+
trong dung dịch chủ yếu là do
2 4
Ag CrO
tan ra.
Trang 19
Ví dụ 2: Trong dung dịch bão hòa
2 4
Ag CrO
và
2
Ag S
.
2
2 4 4
Ag CrO 2Ag CrO
+ −
+ƒ

12
S
K 10
−

trong dung dịch chủ yếu là do
2 4
Ag CrO
tan ra.
Ví dụ 3: Tính hằng số cân bằng hòa tan AgCl trong NH
3
. Cho T
AgCl
=10
-10.
, của
3 2
Ag(NH )
+
bằng 10
7.24
.
Phương pháp:
- Xác định các cân bằng xảy ra trong dung dịch.
- Tổ hợp để có sự hòa tan AgCl trong NH
3
sau đó tính K
cb
phản ứng vừa tổ
hợp được.
Giải:
AgCl tan trong nước:
10
AgCl Ag Cl T 10
+ − −

+ −
+ =ƒ

Phương pháp: Do dung dịch chỉ tồn tại 1 cân bằng nên việc tính nồng độ cân
bằng các phần tử trong dung dịch được tính theo ĐLTDKL.
Bài giải:
9,35
2 3
HCN H O H 0 CN K 10
+ − −
+ + =
ƒ

Ban đầu C: 0,010M
Phân li: x x x
[]: 0,010 – x x x
Ta có:
2
9,35
3
[H O ].[CN ] x
K 10
[HCN] (0,01 x)
+ −
−
= = =
−

(Do nồng độ nước không đổi vì là dung môi)
Trang 20

lớn nên đặt ẩn số ở vế trái.
Giải: Phương trình phản ứng:
2 2
Ni Pb Ni Pb
+ +
+ +ƒ

C: 0,010 0,100
[]: y 0,100 – (0.010 - y)
[Pb
2+
] = y => Tọa độ phản ứng sẽ là (0,110-y).
Áp dụng ĐLTDKL:
2
3
2
[Ni ] (0,110 y)
K 10
[Pb ] y
+
+
−
= = =

Đặt y << 0,110 => y=1,1.10
-4
<< 0,110 (thỏa mãn)
Vậy [Ni
2+
] = 0,11M [Pb

+
−
=
M,
4
3
Sn
C 5.10
+
−
=
M,
2
Fe
C 0,010
+
=
M.
Từ cân bằng:
4 2 2 3
Sn 2Fe Sn 2Fe
+ + + +
+ +ƒ
K = K’ = 10
-21
C: 5.10
-3
0,010 5.10
-3
[ ]: 5.10

] = 0,010M; [Sn
2+
] = 5.10
-3
M; [Sn
4+
] = 5.10
-3
M
Cách 2: Có thể tính trược tiếp từ cân bằng (1)
K rất lớn nên chọn ẩn số vế trái của phương trình phản ứng:
2 3
Sn Fe
C C
+ +
=

Nhưng do hệ số ở Fe
3+
lớn hơn (x
max
của Fe
3+
bé hơn,
max
0,01
x 0,005
2
= =
)

4 2 2 3 2
21
3 2 2 2 3
[Sn ].[Fe ] (5.10 2y).(2 )
K 10
[Fe ] .[Sn ] (2 y) .(5.10 y)
+ + −
+ + −
−
= = =
+

Điều kiện gần đúng y << 5.10
-3
2y = 10
-12,5
(thỏa mãn)
Vậy [Fe
3+
] = 10
-12,5
M; [Fe
2+
] = 0,010M; [Sn
4+
] = 5.10
-3
M; [Sn
2+
] = 5.10

o
C; K là hằng số cân bằng của phản ứng:
o
1 nF
lgK . . E
2,333 RT
= ∆

Ở 25
o
C
o
n. E
lgK
0,059
∆
=
hoặc
o
n E
K 10
0,059
∆
=

Ví dụ 1: Đánh giá khả năng phản ứng oxi hóa hóa Cl
-
trong MnO
4
-

→ +

2
4 2 2
2MnO 10Cl 16H 2Mn 5Cl 8H O K
− − + +
+ + + +
ƒDo K rất lớn => phản ứng xảy ra hoàn toàn.
Ví dụ 2: Tính K phản ứng khử H
2
S bằng Fe
3+
cho
3 2
o
Fe /Fe
E
+ +
= 0,771 V;
2
o
S/S
E
−
= -0,48 V; Đối với H
2
S có pK

1
2
K
−

3 2
2
H S 2Fe 2Fe S 2H
+ + +
+ + +ƒ
K
2(0,771 0,48)
2 1 7,02 12,9 22,5
0,059
a1 a 2 1 2
K K .K .K .K 10 .10 .10 10
+
− − −
= = =

Do K rất lớn => phản ứng xảy ra hoàn toàn.
Trang 23
Ví dụ 3: Đánh giá khả năng phản ứng Cu
2+
và I. Cho
2
o
Cu /Cu
E 0,153
+

Cu
+
không thể oxi hóa
I
−
thành
3
I
−

2x
2
Cu e Cu
+ +
+ =3
3I I 2e
− −
= +

2(0,153 0,5355)
2 13
0,059
3 1
2Cu 3I 2Cu I (1) K 10 10
−
+ − + − −
+ + = =ƒ

+
= +

Nên
1
3
o
I /3I
E E
− −
>
và phản ứng (1) xảy ra dễ dàng theo chiều thuận.
Nếu tổ hợp cân bằng (2) với (1) ta có:
2 13
3 1
2Cu 3I 2Cu I K 10
+ − + − −
+ + =ƒ
2x
1 12
S
I Cu CuI K 10
− + −
+ =
ƒ

2 2 11
3 II S 1
2Cu 5I 2Cu I K K .K 10
+ − + − −

=
V;
2 3
o
Cr /Cr
E 0,407
+ +
=
V
Giải:
Trang 24
a) Suất điên động tiêu chuẩn của phản ứng là:
3 2 2
o o o
pu
Cr /Cr Pb /Pb
E E E 0,407 0.126 0,281
+ + +
= − = − + = −
V < 0 =>
 Phản ứng diễn ra theo chiều thuận nghịch.
a) Tại điều kiện [Pb
2+
]=[Cr
2+
]=1M; [Cr
3+
]=0,01M
3 2 2
3 2

lần
lượt bằng 0,57V và 0,54V và nồng độ của các dạng đều là 1M.
b) Xét ở 298
o
K, hằng số cân bằng K
cb
của phản ứng cân bằng là 8,8.
∆Η
của
phản ứng là -13,9Kcal. Tính K
cb
ở 0
o
C.
Giả sử
∆Η
và
S∆
không thay đổi theo nhiệt độ. Cho
G T. S∆ = ∆Η − ∆
.
(Olympic 3014 lần V))
2) Cho giản đồ thế khử chuẩn của Mn trong môi trường axít:

1,70 1,23
0,56 2,26 0,95 1,51 1,182 3 2
4 4 2
MnO MnO M nO Mn M n Mn
+ +
+ + + +− − + +

a) Ở pH = 0 => [H
3
O
+
] = 1M
3 3
4 3 2
o o
AsO /AsO I /2I
E E
− − −
>
Do đó
3
4
AsO
−
oxi hóa được I
-
.
3 3
4 2 3 2 2
AsO 2I 2H O AsO I 3H O
− − −
+ + + +ƒ

Trang 25