HSC Chemistry Module 5: Cân bằng – Tóm tắt đầy đủ chủ đề

Một phản ứng thuận nghịch tạo ra một vấn đề khá thú vị. Nếu chất phản ứng có thể biến thành sản phẩm và sản phẩm có thể biến trở lại thành chất phản ứng, tại sao phản ứng không cứ thay đổi mãi mãi? Và nếu nồng độ cuối cùng ngừng thay đổi, điều đó có nghĩa là chính các phân tử cũng đã ngừng phản ứng hay không?

Hãy dự đoán trước: tưởng tượng bạn cho một phản ứng thuận nghịch vào một bình kín và để đủ lâu. Bạn có nghĩ phản ứng thuận sẽ dừng hoàn toàn không?

Không. Phản ứng thuận và phản ứng nghịch vẫn tiếp tục, nhưng cuối cùng chúng xảy ra với cùng tốc độ. Ý tưởng đó, cân bằng động, là sợi dây kết nối gần như toàn bộ HSC Chemistry Module 5.

Đối với kỳ thi HSC 2026, môn Chemistry Year 12 vẫn theo Chemistry Stage 6 Syllabus được đưa vào từ năm 2017. Bản tóm tắt này bao quát nội dung cân bằng của Module 5: phản ứng thuận nghịch, hệ mở và hệ kín, nguyên lý Le Chatelier, \(K_{eq}\), thương số phản ứng \(Q\), sự hòa tan, quy tắc độ tan, \(K_{sp}\) và sự kết tủa. Chúng ta chỉ đề cập ngắn gọn đến sự phân ly của axit và bazơ như một ứng dụng của cân bằng. Lý thuyết axit-bazơ chi tiết, pH và chuẩn độ thuộc Module 6.

01Vì sao phản ứng không phải lúc nào cũng đi đến hoàn toàn

Xét một phản ứng thuận nghịch tổng quát:

\[
\ce{A + B <=> C + D}
\]

Ban đầu, có thể có nhiều A và B nhưng hầu như không có C hoặc D. Vì vậy, va chạm giữa A và B xảy ra thường xuyên, nên phản ứng thuận diễn ra nhanh.

Khi C và D tích tụ, tình hình thay đổi. Giờ đây chúng có thể va chạm với nhau và xảy ra phản ứng nghịch.

Cuối cùng:

\[
\text{rate of forward reaction} = \text{rate of reverse reaction}
\]

Đây là cân bằng động.

Nồng độ của A, B, C và D trở nên không đổi, nhưng các phân tử vẫn tiếp tục phản ứng theo cả hai chiều.

Một cách hình dung hữu ích là hai căn phòng trong một bữa tiệc. Mọi người vẫn liên tục di chuyển giữa hai phòng, nhưng giả sử mỗi phút có 10 người đi sang trái và 10 người đi sang phải. Số người trong mỗi phòng vẫn không đổi dù từng cá nhân vẫn đang di chuyển.

Hai căn phòng đại diện cho chất phản ứng và sản phẩm. Những người di chuyển giữa chúng đại diện cho các phản ứng.

Phép so sánh này không hoàn toàn chính xác vì các phân tử không đưa ra những quyết định xã hội đáng hối tiếc. Hành vi của chúng xuất phát từ va chạm, năng lượng và xác suất.

Cân bằng không có nghĩa là nồng độ bằng nhau

Đây là một trong những bẫy dễ mắc nhất trong module này.

Ở trạng thái cân bằng:

\[
\text{forward rate} = \text{reverse rate}
\]

Điều đó không có nghĩa là:

\[
[\text{reactants}] = [\text{products}]
\]

Một hệ cân bằng có thể chứa chủ yếu là sản phẩm. Một hệ khác có thể chứa chủ yếu là chất phản ứng.

Ta mô tả điều này bằng vị trí cân bằng.

Vì sao hệ kín lại quan trọng

Để cân bằng có thể được thiết lập, các chất tham gia phản ứng thường cần phải được giữ lại trong hệ.

Một hệ kín có thể trao đổi năng lượng với môi trường xung quanh nhưng không trao đổi vật chất. Một bình kín là ví dụ rõ ràng nhất.

Một hệ mở có thể trao đổi cả năng lượng lẫn vật chất.

Hãy tưởng tượng:

\[
\ce{H2O(l) <=> H2O(g)}
\]

Trong một chai kín, nước bay hơi và hơi nước ngưng tụ. Cuối cùng, tốc độ của hai quá trình có thể trở nên bằng nhau.

Trong một đĩa hở, hơi nước liên tục thoát ra ngoài không khí. Quá trình nghịch không thể theo kịp, vì vậy hệ không thiết lập được trạng thái cân bằng tương tự.

Cân bằng tĩnh và cân bằng động

Một cân bằng tĩnh không có sự thay đổi tổng thể và cũng không có các quá trình vi mô đối nghịch tiếp tục diễn ra.

Một cân bằng động cũng không có sự thay đổi tổng thể có thể quan sát được, nhưng các quá trình đối nghịch vẫn tiếp tục với tốc độ bằng nhau.

Cân bằng hóa học nói chung là cân bằng động.

Enthalpy, entropy và thuyết va chạm đóng góp điều gì?

Module 5 xây dựng trên các ý tưởng đã học ở Year 11.

Enthalpy liên quan đến sự thay đổi năng lượng. Entropy liên quan đến sự phân tán của năng lượng và vật chất. Kết hợp lại, chúng giúp giải thích vì sao một số biến đổi thuận lợi về mặt nhiệt động lực học, trong khi những biến đổi khác cần được cung cấp năng lượng liên tục.

Nhưng một quá trình thuận lợi về mặt nhiệt động lực học không đồng nghĩa với việc nó diễn ra nhanh.

Một phản ứng có thể thuận lợi nhưng cực kỳ chậm vì các hạt hiếm khi va chạm với đủ năng lượng để vượt qua năng lượng hoạt hóa.

Do đó, thuyết va chạm giải thích tốc độ mà hệ tiến đến cân bằng. Nhiệt động lực học giúp giải thích chiều nào được ưu tiên.

Kiểm tra nhanh: Một hỗn hợp cân bằng trong bình kín trông hoàn toàn không thay đổi trong mười phút. Các phản ứng đã dừng chưa?

Đáp án: Chưa. Ở trạng thái cân bằng động, cả hai phản ứng vẫn tiếp tục. Việc không có thay đổi ở cấp độ vĩ mô có nghĩa là tốc độ của chúng bằng nhau.

02Nguyên lý Le Chatelier: dự đoán sự chuyển dịch cân bằng

Khi một hệ đã đạt cân bằng, hãy làm nhiễu hệ.

Thêm chất phản ứng. Nén bình chứa. Đun nóng hệ.

Điều gì sẽ xảy ra?

Nguyên lý Le Chatelier nói rằng khi một hệ cân bằng bị tác động, hệ sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm một phần tác động đó.

Hãy cẩn thận với cách diễn đạt. Tác động không bị triệt tiêu một cách kỳ diệu. Hệ cân bằng chỉ điều chỉnh lại.

Thay đổi nồng độ

Xét:

\[
\ce{Fe^3+(aq) + SCN^-(aq) <=> FeSCN^2+(aq)}
\]

Nếu thêm \(\mathrm{Fe}^{3+}\), hệ lúc này có dư chất phản ứng.

Phản ứng thuận được ưu tiên, tiêu thụ một phần \(\mathrm{Fe}^{3+}\) vừa thêm vào và tạo ra nhiều \(\ce{FeSCN^2+}\) hơn.

Do đó, cân bằng chuyển dịch sang phải.

Nếu loại bỏ một sản phẩm, lập luận tương tự cũng áp dụng. Hệ chuyển dịch sang phải để thay thế một phần lượng sản phẩm đã bị lấy đi.

Một quy tắc ra quyết định hữu ích là:

• thêm một chất -> chuyển dịch ra xa chất đó
• loại bỏ một chất -> chuyển dịch về phía chất đó

Đây chỉ là cách ghi nhớ nhanh, không phải nguyên nhân cơ bản. Trước hết, tần suất va chạm thay đổi, từ đó làm thay đổi tốc độ phản ứng thuận hoặc phản ứng nghịch.

Thay đổi áp suất hoặc thể tích

Áp suất chủ yếu quan trọng đối với các cân bằng có chất khí.

Xét:

\[
\ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)}
\]

Có bốn mol khí ở bên trái và hai mol khí ở bên phải.

Bây giờ giảm thể tích.

Tất cả các hạt khí trở nên chen chúc hơn, nên áp suất tăng. Cân bằng chuyển dịch về phía có ít mol khí hơn, tức là phía bên phải.

Vì vậy, sự tạo thành nhiều \(\ce{NH3}\) hơn được ưu tiên.

Tăng thể tích sẽ tạo ra hiệu ứng ngược lại.

Bẫy thường gặp: tăng áp suất không tự động làm cân bằng chuyển dịch sang phải. Hãy đếm các hệ số của các chất khí.

Nếu hai phía có cùng tổng số mol khí, thay đổi áp suất sẽ không ưu tiên phía nào.

Thay đổi nhiệt độ

Nhiệt độ khác với các yếu tố khác vì nhiệt tham gia vào cân bằng năng lượng của phản ứng.

Đối với một phản ứng thuận tỏa nhiệt, hãy hình dung nhiệt như một sản phẩm:

\[
\ce{Reactants <=> Products + heat}
\]

Đun nóng hệ về bản chất tương đương với việc thêm một sản phẩm, nên cân bằng chuyển dịch sang trái.

Làm lạnh loại bớt nhiệt, nên cân bằng chuyển dịch sang phải.

Đối với một phản ứng thuận thu nhiệt:

\[
\ce{Reactants + heat <=> Products}
\]

Đun nóng làm cân bằng chuyển dịch sang phải.

Điều này dẫn đến một quy tắc đáng hiểu thay vì ghi nhớ như bốn trường hợp rời rạc:

Tăng nhiệt độ ưu tiên chiều thu nhiệt. Giảm nhiệt độ ưu tiên chiều tỏa nhiệt.

Chất xúc tác là ngoại lệ khá đặc biệt

Giả sử bạn thêm một chất xúc tác.

Cân bằng có chuyển dịch không?

Không.

Chất xúc tác cung cấp một con đường phản ứng thay thế có năng lượng hoạt hóa thấp hơn. Nó làm tăng tốc độ của cả phản ứng thuận lẫn phản ứng nghịch.

Hệ đạt cân bằng nhanh hơn, nhưng vị trí cân bằng không thay đổi.

Sự phân biệt này rất quan trọng:

• động học hỏi phản ứng nhanh đến mức nào
• cân bằng hỏi hệ cuối cùng ổn định ở đâu

Chất xúc tác thay đổi yếu tố thứ nhất, không thay đổi yếu tố thứ hai.

Kiểm tra nhanh: Đối với một phản ứng thuận tỏa nhiệt, nhiệt độ được tăng lên. Điều gì xảy ra với vị trí cân bằng?

Đáp án: Cân bằng chuyển dịch về phía chất phản ứng vì chiều nghịch, tức chiều thu nhiệt, được ưu tiên.

03\(K_{eq}\) và \(Q\): biểu diễn cân bằng bằng con số

Nguyên lý Le Chatelier dự đoán sự chuyển dịch theo định tính. Đôi khi chúng ta cần một giá trị định lượng.

Với:

\[
\ce{aA(aq) + bB(aq) <=> cC(aq) + dD(aq)}
\]

biểu thức hằng số cân bằng là:

\[
K_{eq}=\frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}
\]

Dấu ngoặc vuông biểu thị nồng độ cân bằng theo đơn vị \(\mathrm{mol\,L^{-1}}\). Các chữ thường \(a\), \(b\), \(c\) và \(d\) là các hệ số trong phương trình đã cân bằng.

Các hệ số trở thành số mũ.

Ví dụ:

\[
\ce{H2(g) + I2(g) <=> 2HI(g)}
\]

cho:

\[
K_{eq}=\frac{[\ce{HI}]^2}{[\ce{H2}][\ce{I2}]}
\]

Độ lớn của \(K_{eq}\) cho biết điều gì?

Nếu \(K_{eq}\) lớn hơn 1 rất nhiều, sản phẩm được ưu tiên ở trạng thái cân bằng.

Nếu \(K_{eq}\) nhỏ hơn 1 rất nhiều, chất phản ứng được ưu tiên.

Nếu \(K_{eq}\) xấp xỉ 1, thông thường cả chất phản ứng lẫn sản phẩm đều hiện diện với lượng đáng kể.

Nó không cho biết phản ứng diễn ra nhanh đến mức nào.

Một phản ứng có thể có \(K_{eq}\) cực lớn nhưng vẫn mất rất lâu mới đạt cân bằng.

Chất rắn tinh khiết và chất lỏng tinh khiết được bỏ qua

Đối với một cân bằng dị thể như:

\[
\ce{CaCO3(s) <=> CaO(s) + CO2(g)}
\]

các chất rắn tinh khiết không xuất hiện trong biểu thức cân bằng.

Lượng chất rắn có thể thay đổi, nhưng nồng độ của nó theo nghĩa nhiệt động lực học được sử dụng ở đây về cơ bản vẫn không đổi.

Chỉ nhiệt độ làm thay đổi \(K_{eq}\)

Thay đổi nồng độ, áp suất hoặc thể tích có thể làm vị trí cân bằng chuyển dịch, nhưng sau khi hệ thiết lập lại cân bằng ở cùng nhiệt độ, giá trị của \(K_{eq}\) không thay đổi.

Thay đổi nhiệt độ làm thay đổi \(K_{eq}\).

Đây là lý do nhiệt độ khác về bản chất so với các tác động còn lại.

\(Q\): hệ đang ở đâu vào thời điểm hiện tại?

Thương số phản ứng, \(Q\), sử dụng cùng biểu thức với \(K_{eq}\), nhưng các nồng độ không nhất thiết phải là nồng độ cân bằng.

So sánh các đại lượng:

Đối với cân bằng thông thường:

• \(Q < K_{eq}\): phản ứng diễn ra theo chiều thuận
• \(Q = K_{eq}\): hệ đang ở trạng thái cân bằng
• \(Q > K_{eq}\): phản ứng diễn ra theo chiều nghịch

Hãy hình dung \(K_{eq}\) là điểm đến và \(Q\) là vị trí hiện tại của bạn.

Chưa bão hòa, bão hòa và quá bão hòa

Một dung dịch chưa bão hòa có thể hòa tan thêm chất tan trong các điều kiện hiện tại.

Một dung dịch bão hòa ở trạng thái cân bằng với chất tan chưa hòa tan.

Một dung dịch quá bão hòa chứa lượng chất tan hòa tan nhiều hơn mức thường ổn định ở nhiệt độ đó. Dung dịch này không ổn định và có thể kết tinh khi bị tác động.

Quy tắc độ tan hữu ích, nhưng chỉ mang tính định tính

Giả sử bạn trộn hai dung dịch ion.

Trước tiên, bạn có thể dùng các quy tắc độ tan để dự đoán liệu có khả năng hình thành một sản phẩm không tan hay không.

Ví dụ:

\[
\ce{AgNO3(aq) + NaCl(aq) -> AgCl(s) + NaNO3(aq)}
\]

Phương trình ion rút gọn quan trọng là:

\[
\ce{Ag+(aq) + Cl-(aq) -> AgCl(s)}
\]

Các quy tắc độ tan rất hữu ích để xác định những kết tủa có khả năng hình thành. \(K_{sp}\) cho phép chúng ta đưa ra dự đoán theo định lượng.

Độ tan và chế biến thực phẩm

Chương trình học cũng yêu cầu học sinh tìm hiểu cách cân bằng độ tan có thể liên quan đến các phương pháp chế biến thực phẩm truyền thống của người Aboriginal và người dân đảo Torres Strait, bao gồm những ví dụ liên quan đến thực phẩm từ cây tuế. Việc rửa hoặc ngâm chiết nhiều lần có thể chuyển các chất độc tan trong nước từ nguyên liệu thực vật sang phần nước xung quanh, sau đó phần nước này được loại bỏ.

Ý tưởng hóa học ở đây khá quen thuộc: liên tục loại bỏ chất đã hòa tan có thể cho phép thêm lượng chất đó đi vào dung dịch.

Các phương pháp chuẩn bị cụ thể phụ thuộc vào loại thực phẩm và cộng đồng, vì vậy mô hình hóa học này không nên được xem như một phương pháp chế biến chung áp dụng cho mọi trường hợp.

05\(K_{sp}\): định lượng cân bằng độ tan

Đối với một muối ít tan:

\[
\ce{AgCl(s) <=> Ag+(aq) + Cl-(aq)}
\]

tích số tan là:

\[
K_{sp}=[\mathrm{Ag}^{+}][\mathrm{Cl}^{-}]
\]

Chất rắn được bỏ khỏi biểu thức.

Bây giờ xét:

\[
\ce{CaF2(s) <=> Ca^2+(aq) + 2F-(aq)}
\]

Hệ số 2 rất quan trọng:

\[
K_{sp}=[\mathrm{Ca}^{2+}][\mathrm{F}^{-}]^2
\]

Giả sử độ tan mol của \(\ce{CaF2}\) là \(s\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

Với mỗi mol \(\ce{CaF2}\) hòa tan:

\[
[\mathrm{Ca}^{2+}]=s
\]

và:

\[
[\mathrm{F}^{-}]=2s
\]

Do đó:

\[
K_{sp}=s(2s)^2=4s^3
\]

Bước theo tỉ lượng này là nơi nhiều phép tính \(K_{sp}\) bị sai.

Kiểm tra nhanh: Nếu độ tan mol của \(\ce{AgCl}\) trong nước tinh khiết là \(s\), biểu thức \(K_{sp}\) của nó theo \(s\) là gì?

Đáp án:

\[
\ce{AgCl(s) <=> Ag+(aq) + Cl-(aq)}
\]

nên:

\[
[\mathrm{Ag}^{+}]=s,\qquad [\mathrm{Cl}^{-}]=s
\]

và do đó:

\[
K_{sp}=s^2
\]

Không nên so sánh các giá trị \(K_{sp}\) một cách máy móc

Một \(K_{sp}\) lớn hơn thường gợi ý độ tan lớn hơn khi các muối có cùng tỉ lệ ion.

Nhưng việc so sánh trực tiếp giá trị \(K_{sp}\) của những chất như \(\ce{AgCl}\) và \(\ce{CaF2}\) có thể gây hiểu nhầm vì các biểu thức cân bằng của chúng có các số mũ khác nhau.

Hãy tính độ tan mol nếu bạn cần một phép so sánh công bằng.

Hiệu ứng ion chung

Quay lại:

\[
\ce{AgCl(s) <=> Ag+(aq) + Cl-(aq)}
\]

Bây giờ thêm một chloride tan như \(\ce{NaCl}\).

Lượng \(\mathrm{Cl}^{-}\) bổ sung làm cân bằng chuyển dịch sang trái. Sự tồn tại của nhiều \(\ce{AgCl}\) ở trạng thái rắn được ưu tiên hơn, vì vậy độ tan của \(\ce{AgCl}\) giảm.

Đây là hiệu ứng ion chung.

Điều quan trọng là \(K_{sp}\) không thay đổi vì nhiệt độ không thay đổi.

06Dự đoán kết tủa bằng \(Q_{sp}\)

Giả sử hai dung dịch trong suốt được trộn với nhau. Bạn biết nồng độ ion của chúng và một giá trị \(K_{sp}\).

Liệu kết tủa có thực sự xuất hiện không?

Hãy dùng \(Q_{sp}\).

Với:

\[
\ce{PbI2(s) <=> Pb^2+(aq) + 2I-(aq)}
\]

\[
Q_{sp}=[\mathrm{Pb}^{2+}][\mathrm{I}^{-}]^2
\]

Sau đó so sánh:

• \(Q_{sp}K_{sp}\): sự kết tủa được ưu tiên

Có một bẫy khó chịu: khi các dung dịch được trộn, cả hai đều bị pha loãng.

Không được sử dụng trực tiếp các nồng độ ban đầu của chúng.

07Toàn bộ module liên kết với nhau như thế nào

Module 5 trở nên dễ hơn nhiều khi bạn ngừng xem nó như một tập hợp các quy tắc không liên quan đến nhau.

Gần như mọi bài toán đều đang hỏi một phiên bản của cùng một câu hỏi:

Hệ hóa học này sẽ chuyển dịch theo chiều nào, và cuối cùng nó sẽ ổn định ở đâu?

Hãy bắt đầu bằng bức tranh vật lý. Các phản ứng thuận nghịch có thể diễn ra theo cả hai chiều. Trong một hệ kín phù hợp, tốc độ của hai chiều có thể trở nên bằng nhau, tạo ra cân bằng động.

Sau đó chọn công cụ phù hợp.

Nếu câu hỏi thay đổi nồng độ, áp suất, thể tích hoặc nhiệt độ, hãy nghĩ đến nguyên lý Le Chatelier.

Nếu câu hỏi yêu cầu xác định chiều phản ứng từ các giá trị nồng độ, hãy tính \(Q\) và so sánh với \(K_{eq}\).

Nếu câu hỏi hỏi vị trí của phản ứng ở trạng thái cân bằng, hãy diễn giải \(K_{eq}\).

Nếu một chất rắn ion đang hòa tan, hãy xem sự hòa tan và sự kết tủa như hai phản ứng đối nghịch.

Nếu câu hỏi hỏi lượng tối đa của một muối ít tan có thể hòa tan, hãy dùng \(K_{sp}\).

Nếu hai dung dịch được trộn và bạn cần xác định liệu kết tủa có hình thành hay không, trước tiên hãy tính đến sự pha loãng, tính \(Q_{sp}\) rồi so sánh với \(K_{sp}\).

Và bất cứ khi nào bạn thấy chất xúc tác, đừng vội chuyển dịch bất kỳ thứ gì. Chất xúc tác thay đổi tốc độ hệ đạt cân bằng, chứ không thay đổi vị trí cân bằng.

Khung tư duy này là cầu nối hữu ích sang Module 6. Sự ion hóa của axit không phải là một dạng hóa học hoàn toàn mới. Đó chỉ là một hệ thuận nghịch khác, được chi phối bởi cùng logic cân bằng mà bạn vừa xây dựng.