I. GIỚI THIỆU VỀ TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG

1. Tốc độ phản ứng là gì?

Định nghĩa: Tốc độ phản ứng hóa học là đại lượng đặc trưng cho mức độ biến thiên nồng độ của một chất trong phản ứng theo thời gian. Nói cách khác, tốc độ phản ứng cho biết phản ứng hóa học xảy ra nhanh hay chậm.

Ký hiệu:

• v hoặc r (trong một số tài liệu)
• $\bar{v}$ (v có gạch ngang): tốc độ trung bình

Đơn vị:

• mol/(L·s) – mol trên lít trên giây
• mol/(L·phút) – mol trên lít trên phút
• M/s – Molar trên giây (1M = 1 mol/L)
• mol/(L·giờ) – trong một số trường hợp

Ý nghĩa:

• Tốc độ phản ứng lớn → Phản ứng xảy ra nhanh (nồng độ thay đổi nhiều trong thời gian ngắn)
• Tốc độ phản ứng nhỏ → Phản ứng xảy ra chậm (nồng độ thay đổi ít trong thời gian dài)

Ví dụ thực tế:

• Phản ứng nổ: tốc độ cực lớn (xảy ra trong tích tắc)
• Sắt gỉ trong không khí: tốc độ chậm (mất nhiều tháng, năm)
• Đường phân hủy trong miệng: tốc độ trung bình

2. Phân loại tốc độ phản ứng

Tốc độ trung bình:

• Dễ tính toán, đơn giản
• Cho biết tốc độ trong một khoảng thời gian
• Thường dùng trong thực hành và bài tập

Tốc độ tức thời:

• Chính xác hơn
• Cho biết tốc độ tại một thời điểm cụ thể
• Cần dùng đạo hàm (toán học nâng cao)

II. CÔNG THỨC TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG TRUNG BÌNH

1. Định nghĩa

Tốc độ phản ứng trung bình là tốc độ được tính trong một khoảng thời gian nhất định (Δt), đặc trưng cho tốc độ trung bình mà nồng độ các chất thay đổi trong khoảng thời gian đó.

Đặc điểm:

• Dễ tính toán, không cần kiến thức toán cao cấp
• Cho kết quả gần đúng
• Phù hợp với thực nghiệm đơn giản
• Là kiến thức cơ bản nhất về tốc độ phản ứng

2. Công thức tổng quát

Xét phản ứng hóa học tổng quát: $$aA + bB \rightarrow cC + dD$$

📌 Công thức theo chất phản ứng (A hoặc B):

$$\boxed{\bar{v} = -\frac{\Delta C}{\Delta t} = -\frac{C_2 – C_1}{t_2 – t_1}}$$

Dấu trừ (-): Vì nồng độ chất phản ứng giảm dần theo thời gian (C₂ < C₁), nên có dấu “-” để tốc độ luôn dương.

📌 Công thức theo chất sản phẩm (C hoặc D):

$$\boxed{\bar{v} = +\frac{\Delta C}{\Delta t} = +\frac{C_2 – C_1}{t_2 – t_1}}$$

Dấu cộng (+): Vì nồng độ sản phẩm tăng dần theo thời gian (C₂ > C₁), nên tốc độ tự nhiên dương.

Trong đó:

• $C_1$: Nồng độ tại thời điểm $t_1$ (mol/L hoặc M)
• $C_2$: Nồng độ tại thời điểm $t_2$ (mol/L hoặc M)
• $\Delta C = C_2 – C_1$: Độ biến thiên nồng độ
• $\Delta t = t_2 – t_1$: Khoảng thời gian (giây, phút, hoặc giờ)

Lưu ý quan trọng:

• Tốc độ phản ứng luôn là giá trị dương
• Đơn vị của $\bar{v}$ phụ thuộc vào đơn vị của C và t
• Nếu t tính bằng giây → v có đơn vị M/s hoặc mol/(L·s)

3. Liên hệ tốc độ theo các chất

Trong một phản ứng, tốc độ biến thiên nồng độ các chất khác nhau nhưng có mối liên hệ với nhau thông qua hệ số của chúng trong phương trình hóa học.

Công thức liên hệ:

$$\boxed{\frac{v_A}{a} = \frac{v_B}{b} = \frac{v_C}{c} = \frac{v_D}{d}}$$

Ý nghĩa: Tỉ số giữa tốc độ và hệ số là như nhau cho tất cả các chất trong phản ứng.

Giải thích:

• Nếu A phản ứng hết 2 mol, theo hệ số, B phản ứng hết 3 mol
• Do đó tốc độ tiêu thụ B sẽ lớn hơn tốc độ tiêu thụ A
• Nhưng tỉ số $\frac{v}{hệ\ số}$ thì bằng nhau

Ví dụ chi tiết:

Xét phản ứng: $2A + 3B \rightarrow 4C$

Nếu tốc độ tiêu thụ A là $v_A = 0.2$ M/s, hãy tính tốc độ tiêu thụ B và tốc độ tạo thành C?

Giải:

Bước 1: Áp dụng công thức liên hệ: $$\frac{v_A}{2} = \frac{v_B}{3} = \frac{v_C}{4}$$

Bước 2: Tính $v_B$: $$\frac{0.2}{2} = \frac{v_B}{3}$$ $$v_B = \frac{3 \times 0.2}{2} = \frac{0.6}{2} = 0.3 \text{ M/s}$$

Bước 3: Tính $v_C$: $$\frac{0.2}{2} = \frac{v_C}{4}$$ $$v_C = \frac{4 \times 0.2}{2} = \frac{0.8}{2} = 0.4 \text{ M/s}$$

Kết luận:

• Tốc độ tiêu thụ B: 0.3 M/s
• Tốc độ tạo thành C: 0.4 M/s

Nhận xét: Chất có hệ số lớn hơn sẽ có tốc độ biến thiên nồng độ lớn hơn.

4. Ví dụ minh họa tính tốc độ trung bình

Bài toán: Xét phản ứng $A \rightarrow B$. Ban đầu (t = 0), nồng độ của A là 1.0M. Sau 5 phút, nồng độ của A giảm còn 0.6M. Tính tốc độ phản ứng trung bình?

Lời giải:

Phương pháp 1: Tính theo chất phản ứng A

Bước 1: Xác định dữ liệu:

• Thời điểm ban đầu: $t_1 = 0$ phút, $C_{A,1} = 1.0$ M
• Thời điểm sau: $t_2 = 5$ phút, $C_{A,2} = 0.6$ M

Bước 2: Áp dụng công thức (có dấu “-” vì A là chất phản ứng): $$\bar{v} = -\frac{\Delta C_A}{\Delta t} = -\frac{C_{A,2} – C_{A,1}}{t_2 – t_1}$$

Bước 3: Thay số: $$\bar{v} = -\frac{0.6 – 1.0}{5 – 0} = -\frac{-0.4}{5} = \frac{0.4}{5} = 0.08 \text{ M/phút}$$

Phương pháp 2: Tính theo sản phẩm B

Bước 1: Tính nồng độ B được tạo ra:

• Theo phương trình: A → B (tỉ lệ 1:1)
• Nồng độ A giảm: $\Delta C_A = 1.0 – 0.6 = 0.4$ M
• Nồng độ B tăng: $\Delta C_B = 0.4$ M

Bước 2: Áp dụng công thức (có dấu “+” vì B là sản phẩm): $$\bar{v} = +\frac{\Delta C_B}{\Delta t} = +\frac{0.4 – 0}{5 – 0} = \frac{0.4}{5} = 0.08 \text{ M/phút}$$

Kết luận: Tốc độ phản ứng trung bình là 0.08 M/phút (hay 0.08 mol/(L·phút)).

Ý nghĩa: Trong mỗi phút, nồng độ A giảm (hoặc nồng độ B tăng) trung bình 0.08M.

III. CÔNG THỨC TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG TỨC THỜI

1. Định nghĩa

Tốc độ tức thời là tốc độ phản ứng tại một thời điểm xác định, được tính khi khoảng thời gian Δt tiến đến 0 (Δt → 0).

Đặc điểm:

• Cho biết tốc độ chính xác tại từng thời điểm
• Thay đổi theo thời gian (thường giảm dần)
• Cần kiến thức toán học về đạo hàm
• Chính xác hơn tốc độ trung bình

2. Công thức toán học

Định nghĩa toán học:

$$\boxed{v = \lim_{\Delta t \to 0} \frac{\Delta C}{\Delta t} = \frac{dC}{dt}}$$

Trong đó:

• v: tốc độ tức thời tại thời điểm t
• $\frac{dC}{dt}$: đạo hàm của nồng độ theo thời gian
• Đây là kiến thức giải tích (lớp 11, 12)

Ý nghĩa vật lý:

• Tốc độ tức thời là “tốc độ trung bình” khi khoảng thời gian rất rất nhỏ
• Giống như “vận tốc tức thời” trong Vật lý

Ý nghĩa hình học:

• Trên đồ thị nồng độ – thời gian
• Tốc độ tức thời = độ dốc của tiếp tuyến tại điểm đó

3. Đồ thị nồng độ – thời gian

Đồ thị chất phản ứng (nồng độ giảm):

C │     
  │╲     
  │ ╲    ← Đường cong (giảm dần)
  │  ╲   
  │   ╲──  ← Tiếp tuyến (độ dốc = v tức thời)
  │     ╲╲___
  │         ╲╲╲___
  └──────────────────→ t
  0

Đồ thị sản phẩm (nồng độ tăng):

C │         ___╱╱╱
  │    ___╱╱╱
  │ ──╱╱   ← Tiếp tuyến
  │ ╱╱
  │╱
  │
  └──────────────────→ t
  0

Nhận xét:

• Độ dốc lớn (góc nghiêng lớn) → Tốc độ lớn
• Độ dốc nhỏ (gần nằm ngang) → Tốc độ nhỏ
• Ban đầu: độ dốc lớn → tốc độ cao
• Sau đó: độ dốc giảm dần → tốc độ giảm

4. So sánh tốc độ trung bình và tức thời

Mối quan hệ:

• Khi Δt rất nhỏ → Tốc độ trung bình ≈ Tốc độ tức thời
• Tốc độ tức thời là giới hạn của tốc độ trung bình

5. Ví dụ tính tốc độ tức thời

Bài toán: Nồng độ của chất A biến đổi theo thời gian theo công thức: $$C_A(t) = 2 – 0.5t \quad \text{(M)}$$ trong đó t tính bằng giây. Tính tốc độ phản ứng tức thời tại thời điểm t = 2s?

Lời giải:

Bước 1: Áp dụng định nghĩa tốc độ tức thời (dùng đạo hàm): $$v = -\frac{dC_A}{dt}$$

Bước 2: Tính đạo hàm của $C_A(t) = 2 – 0.5t$: $$\frac{dC_A}{dt} = \frac{d(2 – 0.5t)}{dt} = 0 – 0.5 = -0.5$$

Bước 3: Tính tốc độ (nhớ có dấu “-” vì A là chất phản ứng): $$v = -(-0.5) = 0.5 \text{ M/s}$$

Kết luận: Tốc độ tức thời tại t = 2s (và mọi thời điểm khác) là 0.5 M/s.

Nhận xét: Trong trường hợp này, nồng độ giảm tuyến tính (hàm bậc nhất) nên tốc độ tức thời không đổi theo thời gian.

IV. ĐỊNH LUẬT TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG (LỚP 11)

1. Phương trình tốc độ

Định luật tốc độ (hay phương trình tốc độ) biểu diễn mối quan hệ giữa tốc độ phản ứng và nồng độ các chất phản ứng.

Cho phản ứng tổng quát: $$aA + bB \rightarrow \text{Sản phẩm}$$

📌 Công thức định luật tốc độ:

$$\boxed{v = k \cdot [A]^m \cdot [B]^n}$$

Trong đó:

• v: Tốc độ phản ứng (M/s, mol/(L·s))
• k: Hằng số tốc độ – phụ thuộc vào nhiệt độ và bản chất phản ứng
• [A], [B]: Nồng độ mol/L của chất A và B
• m, n: Bậc phản ứng theo A và B (xác định bằng thực nghiệm)

⚠️ LƯU Ý CỰC KỲ QUAN TRỌNG:

m và n KHÔNG PHẢI là hệ số a và b trong phương trình hóa học!

m và n phải được xác định bằng thực nghiệm, không thể suy ra từ phương trình.

Ví dụ minh họa:

• Phản ứng: $H_2 + I_2 \rightarrow 2HI$
• Định luật tốc độ: $v = k[H_2][I_2]$ (m = n = 1) ✓ Trùng hệ số
• Nhưng: $H_2 + Br_2 \rightarrow 2HBr$
• Định luật tốc độ: $v = k[H_2][Br_2]^{1/2}$ (m = 1, n = 1/2) ✗ Không trùng!

2. Bậc phản ứng

Định nghĩa:

• Bậc theo chất A: Là số mũ m trong công thức tốc độ
• Bậc theo chất B: Là số mũ n trong công thức tốc độ
• Bậc tổng quát: $p = m + n$ (tổng các số mũ)

Ý nghĩa của bậc phản ứng:

Bậc 0: $v = k[A]^0 = k$

• Tốc độ không phụ thuộc vào nồng độ [A]
• Tốc độ không đổi theo thời gian
• Ví dụ: Phản ứng trên bề mặt xúc tác bão hòa

Bậc 1: $v = k[A]^1 = k[A]$

• Tốc độ tỉ lệ thuận với nồng độ
• Tăng gấp đôi [A] → v tăng 2 lần
• Ví dụ: Phân hủy N₂O₅

Bậc 2: $v = k[A]^2$ hoặc $v = k[A][B]$

• Tốc độ tỉ lệ với bình phương nồng độ
• Tăng gấp đôi [A] → v tăng 4 lần
• Ví dụ: $2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2$

3. Các trường hợp đặc biệt

a) Phản ứng bậc 1:

$$\boxed{v = k[A]}$$

Đặc điểm:

• Tốc độ tỉ lệ thuận với nồng độ
• Hằng số k có đơn vị: $s^{-1}$ hoặc $phút^{-1}$

Ví dụ:

Phản ứng phân hủy $A \rightarrow B$ có $k = 0.1s^{-1}$. Khi $[A] = 2M$, tính tốc độ?

Giải: $$v = k[A] = 0.1 \times 2 = 0.2 \text{ M/s}$$

b) Phản ứng bậc 2:

Dạng 1: $\boxed{v = k[A]^2}$

Đặc điểm:

• Tốc độ tỉ lệ với bình phương nồng độ
• Hằng số k có đơn vị: $M^{-1}s^{-1}$

Dạng 2: $\boxed{v = k[A][B]}$

Đặc điểm:

• Bậc 1 theo A, bậc 1 theo B
• Bậc tổng = 1 + 1 = 2

Ví dụ:

Phản ứng $A + B \rightarrow C$ có $v = k[A][B]$ với $k = 0.5 M^{-1}s^{-1}$. Khi $[A] = [B] = 1M$, tính tốc độ?

Giải: $$v = k[A][B] = 0.5 \times 1 \times 1 = 0.5 \text{ M/s}$$

c) Phản ứng bậc 0:

$$\boxed{v = k}$$

Đặc điểm:

• Tốc độ không đổi
• Không phụ thuộc nồng độ chất phản ứng
• Thường gặp trong phản ứng có xúc tác bề mặt bão hòa

4. Xác định bậc phản ứng từ thực nghiệm

Phương pháp: Đo tốc độ phản ứng ở các nồng độ khác nhau, giữ nguyên các yếu tố khác (nhiệt độ, áp suất).

Ví dụ chi tiết:

Nghiên cứu phản ứng $A + B \rightarrow C$, thu được bảng số liệu:

Phân tích để tìm m và n:

Bước 1: So sánh TN1 và TN2 (thay đổi [A], giữ nguyên [B])

• [A] tăng từ 0.1 lên 0.2 → tăng 2 lần
• v tăng từ 0.01 lên 0.04 → tăng 4 lần
• $\frac{v_2}{v_1} = \left(\frac{[A]_2}{[A]_1}\right)^m$
• $\frac{0.04}{0.01} = \left(\frac{0.2}{0.1}\right)^m$
• $4 = 2^m$
• $2^2 = 2^m$
• → m = 2 (bậc 2 theo A)

Bước 2: So sánh TN1 và TN3 (thay đổi [B], giữ nguyên [A])

• [B] tăng từ 0.1 lên 0.2 → tăng 2 lần
• v tăng từ 0.01 lên 0.02 → tăng 2 lần
• $\frac{v_3}{v_1} = \left(\frac{[B]_3}{[B]_1}\right)^n$
• $\frac{0.02}{0.01} = \left(\frac{0.2}{0.1}\right)^n$
• $2 = 2^n$
• → n = 1 (bậc 1 theo B)

Kết luận: Phương trình tốc độ là: $$v = k[A]^2[B]$$

Bước 3: Tính hằng số k từ bất kỳ thí nghiệm nào (chọn TN1): $$0.01 = k \times (0.1)^2 \times (0.1)$$ $$0.01 = k \times 0.001$$ $$k = \frac{0.01}{0.001} = 10 \text{ M}^{-2}\text{s}^{-1}$$

Phương trình tốc độ hoàn chỉnh: $$v = 10[A]^2[B]$$

V. CÔNG THỨC VAN’T HOFF – ẢNH HƯỞNG CỦA NHIỆT ĐỘ

1. Quy tắc Van’t Hoff

Phát biểu: Khi tăng nhiệt độ lên 10°C, tốc độ phản ứng hóa học tăng từ 2 đến 4 lần (tùy thuộc vào bản chất phản ứng).

📌 Công thức Van’t Hoff:

$$\boxed{\frac{v_{t_2}}{v_{t_1}} = \gamma^{\frac{t_2 – t_1}{10}}}$$

Hoặc viết dưới dạng:

$$\boxed{v_{t_2} = v_{t_1} \times \gamma^{\frac{t_2 – t_1}{10}}}$$

Trong đó:

• $v_{t_1}$: Tốc độ phản ứng ở nhiệt độ $t_1$ (°C)
• $v_{t_2}$: Tốc độ phản ứng ở nhiệt độ $t_2$ (°C)
• γ (gamma): Hệ số nhiệt độ (thường có giá trị từ 2 đến 4)
• $\frac{t_2 – t_1}{10}$: Số lần tăng 10°C

Giá trị γ phổ biến:

• γ = 2: Phản ứng chậm, ít nhạy với nhiệt độ
• γ = 3: Phản ứng trung bình
• γ = 4: Phản ứng nhanh, nhạy với nhiệt độ

Lưu ý:

• Công thức chỉ áp dụng trong khoảng nhiệt độ không quá rộng
• Nhiệt độ tính bằng °C (độ Celsius), không phải K

2. Ý nghĩa công thức

Hiểu đơn giản:

• Mỗi lần tăng 10°C → tốc độ nhân với γ
• Tăng 20°C = Tăng 10°C hai lần → nhân với $\gamma^2$
• Tăng 30°C = Tăng 10°C ba lần → nhân với $\gamma^3$

Nếu γ = 2:

• Tăng 10°C → tốc độ tăng 2 lần
• Tăng 20°C → tốc độ tăng $2^2 = 4$ lần
• Tăng 30°C → tốc độ tăng $2^3 = 8$ lần
• Tăng 40°C → tốc độ tăng $2^4 = 16$ lần

Nếu γ = 3:

• Tăng 10°C → tốc độ tăng 3 lần
• Tăng 20°C → tốc độ tăng $3^2 = 9$ lần
• Tăng 30°C → tốc độ tăng $3^3 = 27$ lần

Bảng tổng hợp:

3. Ví dụ minh họa

Bài 1: Ở nhiệt độ 25°C, một phản ứng có tốc độ 0.01 M/s. Tính tốc độ phản ứng ở 45°C, biết hệ số nhiệt độ γ = 2?

Lời giải:

Bước 1: Xác định dữ kiện:

• $t_1 = 25°C$, $v_{25} = 0.01$ M/s
• $t_2 = 45°C$, $v_{45} = ?$
• γ = 2

Bước 2: Tính độ tăng nhiệt độ: $$\Delta t = t_2 – t_1 = 45 – 25 = 20°C$$

Bước 3: Áp dụng công thức Van’t Hoff: $$v_{45} = v_{25} \times \gamma^{\frac{\Delta t}{10}}$$ $$v_{45} = 0.01 \times 2^{\frac{20}{10}}$$ $$v_{45} = 0.01 \times 2^2$$ $$v_{45} = 0.01 \times 4 = 0.04 \text{ M/s}$$

Kết luận: Tốc độ phản ứng ở 45°C là 0.04 M/s (tăng 4 lần so với ở 25°C).

Bài 2: Ở 20°C, một phản ứng hoàn thành trong 80 phút. Hỏi ở 40°C, phản ứng hoàn thành trong bao lâu? Biết γ = 3.

Lời giải:

Bước 1: Xác định dữ kiện:

• $t_1 = 20°C$, thời gian = 80 phút
• $t_2 = 40°C$, thời gian = ?
• γ = 3

Bước 2: Tính độ tăng tốc độ: $$\frac{v_{40}}{v_{20}} = 3^{\frac{40-20}{10}} = 3^2 = 9$$

Vậy tốc độ tăng 9 lần.

Bước 3: Tính thời gian:

• Tốc độ tăng → Thời gian giảm (tỉ lệ nghịch)
• $t_{40} = \frac{t_{20}}{9} = \frac{80}{9} \approx 8.89$ phút

Kết luận: Ở 40°C, phản ứng hoàn thành trong khoảng 8.9 phút.

Giải thích: Nhiệt độ tăng 20°C → tốc độ tăng 9 lần → thời gian giảm 9 lần.

4. Công thức Arrhenius (nâng cao – lớp 11)

Phương trình Arrhenius là công thức chính xác hơn mô tả mối quan hệ giữa hằng số tốc độ k và nhiệt độ T.

📌 Phương trình Arrhenius:

$$\boxed{k = A \cdot e^{-\frac{E_a}{RT}}}$$

Dạng logarit tự nhiên:

$$\boxed{\ln k = \ln A – \frac{E_a}{RT}}$$

Liên hệ k ở hai nhiệt độ:

$$\boxed{\ln\frac{k_2}{k_1} = \frac{E_a}{R}\left(\frac{1}{T_1} – \frac{1}{T_2}\right)}$$

Trong đó:

• k: Hằng số tốc độ phản ứng
• A: Thừa số tần số (hằng số, đặc trưng cho mỗi phản ứng)
• $E_a$: Năng lượng hoạt hóa (J/mol) – năng lượng tối thiểu để phản ứng xảy ra
• R: Hằng số khí lý tưởng = 8.314 J/(mol·K)
• T: Nhiệt độ tuyệt đối (Kelvin) – CHÚ Ý: phải dùng K, không phải °C
• e: Cơ số logarit tự nhiên ≈ 2.718

Ý nghĩa từng thành phần:

Năng lượng hoạt hóa $E_a$:

• Là “rào cản năng lượng” mà phân tử phải vượt qua để phản ứng
• $E_a$ lớn → phản ứng khó xảy ra → k nhỏ → phản ứng chậm
• $E_a$ nhỏ → phản ứng dễ xảy ra → k lớn → phản ứng nhanh

Vai trò nhiệt độ T:

• Tăng T → $e^{-E_a/RT}$ tăng → k tăng → tốc độ tăng
• Khi T tăng, số phân tử có đủ năng lượng $E_a$ tăng lên

Vai trò xúc tác:

• Xúc tác làm giảm $E_a$
• $E_a$ giảm → k tăng mạnh → tốc độ tăng đáng kể
• Đây là lý do tại sao xúc tác rất quan trọng trong công nghiệp

Lưu ý:

• Phải đổi nhiệt độ từ °C sang K: $T(K) = t(°C) + 273$
• Công thức này chính xác hơn quy tắc Van’t Hoff
• Thường dùng trong nghiên cứu và tính toán chính xác

VI. BẢNG CÔNG THỨC TỔNG HỢP

A. Công thức tốc độ cơ bản

Ghi nhớ:

• Chất phản ứng: dấu “-” (nồng độ giảm)
• Sản phẩm: dấu “+” (nồng độ tăng)
• Tốc độ luôn dương

B. Định luật tốc độ

Ghi nhớ:

• Bậc phản ứng xác định bằng thực nghiệm, KHÔNG phải hệ số phương trình
• Bậc tổng = tổng các số mũ

C. Ảnh hưởng nhiệt độ

Ghi nhớ:

• Van’t Hoff: Đơn giản, dễ nhớ, dùng°C
• Arrhenius: Chính xác hơn, phức tạp, dùng K

D. Bảng giá trị γ và ảnh hưởng

VII. CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG

1. Nồng độ chất phản ứng

Nguyên lý: Tăng nồng độ chất phản ứng → Tăng số phân tử trong một đơn vị thể tích → Tăng số lần va chạm giữa các phân tử → Tốc độ phản ứng tăng.

Công thức thể hiện: $$v = k[A]^m[B]^n$$

Ví dụ định lượng:

• Phản ứng bậc 2 theo A: $v = k[A]^2$
• Tăng [A] gấp đôi → v tăng $2^2 = 4$ lần
• Tăng [A] gấp 3 → v tăng $3^2 = 9$ lần

Ứng dụng thực tế:

• Tăng nồng độ oxi → củi cháy mạnh hơn
• Tăng nồng độ axit → kim loại tan nhanh hơn

2. Nhiệt độ

Nguyên lý: Tăng nhiệt độ → Năng lượng động học phân tử tăng → Chuyển động nhanh hơn → Va chạm mạnh hơn, hiệu quả hơn → Tốc độ tăng.

Công thức: Quy tắc Van’t Hoff $$v_{t_2} = v_{t_1} \times \gamma^{\frac{t_2-t_1}{10}}$$

Ví dụ thực tế:

• Thức ăn để tủ lạnh (giảm nhiệt độ) → chậm hư
• Nấu ăn ở nhiệt độ cao → chín nhanh hơn
• Bảo quản thuốc ở nhiệt độ thấp → giữ được lâu

Giải thích vi mô:

• Ở nhiệt độ thấp: ít phân tử có đủ năng lượng hoạt hóa $E_a$
• Ở nhiệt độ cao: nhiều phân tử vượt qua $E_a$ → phản ứng nhanh

3. Diện tích tiếp xúc

Nguyên lý: Tăng diện tích tiếp xúc → Tăng bề mặt phản ứng → Nhiều phân tử tiếp xúc được → Tốc độ tăng.

Ví dụ thực tế:

• Bột phản ứng nhanh hơn viên: Bột có diện tích bề mặt lớn hơn nhiều
• Củi nhỏ cháy nhanh hơn khúc lớn: Diện tích tiếp xúc với oxi lớn hơn
• Nghiền thuốc thành bột: Tan và hấp thu nhanh hơn

Ứng dụng:

• Công nghiệp: Nghiền nhỏ nguyên liệu trước khi phản ứng
• Y học: Thuốc viên nang tan chậm, thuốc bột tan nhanh
• Đời sống: Đường bột tan nhanh hơn đường cục

4. Áp suất (đối với chất khí)

Nguyên lý: Tăng áp suất → Giảm thể tích → Tăng nồng độ khí → Tốc độ tăng (tương tự tăng nồng độ).

Công thức:

• Áp suất tăng → nồng độ tăng
• Nồng độ tăng → tốc độ tăng theo định luật $v = k[A]^m[B]^n$

Ví dụ:

• Tổng hợp amoniac: $N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3$
  • Tăng áp suất → tăng nồng độ N₂ và H₂ → tốc độ tăng
• Động cơ đốt trong: Nén khí → áp suất tăng → cháy mạnh hơn

Lưu ý:

• Chỉ áp dụng cho chất khí
• Chất rắn, lỏng: áp suất ảnh hưởng không đáng kể

5. Chất xúc tác

Nguyên lý: Xúc tác làm giảm năng lượng hoạt hóa $E_a$ → Nhiều phân tử vượt qua rào cản → Tốc độ tăng.

Đặc điểm quan trọng:

• Tăng tốc độ cả chiều thuận và nghịch (không thay đổi cân bằng)
• Không bị tiêu hao trong phản ứng (có thể tái sử dụng)
• Có tính chọn lọc (mỗi xúc tác chỉ xúc tác cho một số phản ứng)
• Lượng nhỏ cũng có hiệu quả

Phân loại:

Xúc tác dương: Tăng tốc độ phản ứng

• MnO₂ xúc tác phân hủy H₂O₂
• Fe xúc tác tổng hợp NH₃
• Enzyme trong cơ thể

Xúc tác âm (chất ức chế): Làm chậm tốc độ

• Chất bảo quản thực phẩm
• Chất chống oxi hóa

Ứng dụng rộng rãi:

• Công nghiệp hóa chất
• Sản xuất xăng, dầu
• Chuyển hóa thức ăn trong cơ thể (enzyme)
• Lọc khí thải ô tô (xúc tác kim loại)

VIII. BÀI TẬP MẪU

Dạng 1: Tính tốc độ trung bình

Bài tập 1: Xét phản ứng $A \rightarrow B$. Ban đầu (t = 0), nồng độ A là 0.8M. Sau 10 giây, nồng độ A giảm còn 0.5M. Tính tốc độ phản ứng trung bình theo: a) Chất A b) Chất B

Lời giải:

Câu a) Tính theo chất A (chất phản ứng):

Bước 1: Xác định dữ kiện:

• $t_1 = 0s$, $[A]_1 = 0.8M$
• $t_2 = 10s$, $[A]_2 = 0.5M$

Bước 2: Áp dụng công thức (có dấu “-“): $$\bar{v} = -\frac{\Delta [A]}{\Delta t} = -\frac{[A]_2 – [A]_1}{t_2 – t_1}$$

Bước 3: Thay số: $$\bar{v} = -\frac{0.5 – 0.8}{10 – 0} = -\frac{-0.3}{10} = \frac{0.3}{10} = 0.03 \text{ M/s}$$

Câu b) Tính theo chất B (sản phẩm):

Bước 1: Tính nồng độ B tạo thành:

• Theo phương trình A → B (tỉ lệ 1:1)
• Δ[A] = 0.8 – 0.5 = 0.3M
• Δ[B] = 0.3M (tăng từ 0 lên 0.3M)

Bước 2: Áp dụng công thức (có dấu “+”): $$\bar{v} = +\frac{\Delta [B]}{\Delta t} = +\frac{0.3}{10} = 0.03 \text{ M/s}$$

Kết luận: Tốc độ phản ứng trung bình là 0.03 M/s.

Dạng 2: Liên hệ tốc độ theo hệ số

Bài tập 2: Xét phản ứng tổng hợp amoniac: $$N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3$$

Biết tốc độ tiêu thụ H₂ là 0.6 M/s. Tính: a) Tốc độ tiêu thụ N₂ b) Tốc độ tạo thành NH₃

Lời giải:

Bước 1: Viết công thức liên hệ: $$\frac{v_{N_2}}{1} = \frac{v_{H_2}}{3} = \frac{v_{NH_3}}{2}$$

Câu a) Tính $v_{N_2}$: $$\frac{v_{N_2}}{1} = \frac{0.6}{3}$$ $$v_{N_2} = \frac{0.6}{3} = 0.2 \text{ M/s}$$

Câu b) Tính $v_{NH_3}$: $$\frac{v_{NH_3}}{2} = \frac{0.6}{3}$$ $$v_{NH_3} = \frac{2 \times 0.6}{3} = \frac{1.2}{3} = 0.4 \text{ M/s}$$

Kết luận:

• Tốc độ tiêu thụ N₂: 0.2 M/s
• Tốc độ tạo thành NH₃: 0.4 M/s

Dạng 3: Định luật tốc độ

Bài tập 3: Phản ứng $A + B \rightarrow C$ có phương trình tốc độ: $$v = k[A][B]^2$$ với $k = 0.1 M^{-2}s^{-1}$

Tính tốc độ phản ứng khi: a) [A] = 2M, [B] = 0.5M b) [A] = 1M, [B] = 1M

Lời giải:

Câu a): $$v = k[A][B]^2 = 0.1 \times 2 \times (0.5)^2$$ $$v = 0.1 \times 2 \times 0.25 = 0.05 \text{ M/s}$$

Câu b): $$v = k[A][B]^2 = 0.1 \times 1 \times (1)^2$$ $$v = 0.1 \times 1 \times 1 = 0.1 \text{ M/s}$$

Kết luận:

• Trường hợp a): v = 0.05 M/s
• Trường hợp b): v = 0.1 M/s

Dạng 4: Van’t Hoff – Thay đổi nhiệt độ

Bài tập 4: Ở 30°C, một phản ứng có tốc độ v = 0.02 M/s. Tính tốc độ phản ứng ở 60°C, biết hệ số nhiệt độ γ = 3?

Lời giải:

Bước 1: Xác định dữ kiện:

• $t_1 = 30°C$, $v_{30} = 0.02$ M/s
• $t_2 = 60°C$, $v_{60} = ?$
• γ = 3

Bước 2: Tính độ tăng nhiệt độ: $$\Delta t = 60 – 30 = 30°C$$

Bước 3: Áp dụng công thức Van’t Hoff: $$v_{60} = v_{30} \times \gamma^{\frac{\Delta t}{10}}$$ $$v_{60} = 0.02 \times 3^{\frac{30}{10}}$$ $$v_{60} = 0.02 \times 3^3$$ $$v_{60} = 0.02 \times 27 = 0.54 \text{ M/s}$$

Kết luận: Tốc độ ở 60°C là 0.54 M/s (tăng 27 lần so với 30°C).

Dạng 5: Thời gian phản ứng

Bài tập 5: Ở 25°C, một phản ứng hoàn thành trong 120 phút. Hỏi ở 55°C, phản ứng hoàn thành trong bao lâu? Biết γ = 2.

Lời giải:

Bước 1: Tính độ tăng tốc độ: $$\frac{v_{55}}{v_{25}} = 2^{\frac{55-25}{10}} = 2^3 = 8$$

Vậy tốc độ tăng 8 lần.

Bước 2: Tính thời gian (tỉ lệ nghịch với tốc độ):

• Tốc độ tăng 8 lần → Thời gian giảm 8 lần $$t_{55} = \frac{t_{25}}{8} = \frac{120}{8} = 15 \text{ phút}$$

Kết luận: Ở 55°C, phản ứng hoàn thành trong 15 phút.

Dạng 6: Xác định bậc phản ứng

Bài tập 6: Nghiên cứu phản ứng $A \rightarrow$ Sản phẩm. Khi tăng nồng độ A gấp 3 lần thì tốc độ phản ứng tăng 9 lần. Xác định bậc phản ứng theo A?

Lời giải:

Bước 1: Giả sử phương trình tốc độ: $v = k[A]^m$

Bước 2: So sánh hai trường hợp: $\frac{v_2}{v_1} = \frac{k[A_2]^m}{k[A_1]^m} = \left(\frac{[A_2]}{[A_1]}\right)^m$

Bước 3: Thay số: $\frac{9}{1} = \left(\frac{3}{1}\right)^m$ $9 = 3^m$ $3^2 = 3^m$

Bước 4: Kết luận: $m = 2$

Kết luận: Phản ứng có bậc 2 theo A. Phương trình tốc độ: $v = k[A]^2$

IX. MẸO VÀ LƯU Ý

1. Các sai lầm thường gặp

❌ SAI LẦM 1: Nhầm dấu +/- cho chất phản ứng và sản phẩm

Sai:

• Chất phản ứng: $\bar{v} = +\frac{\Delta C}{\Delta t}$ ❌
• Sản phẩm: $\bar{v} = -\frac{\Delta C}{\Delta t}$ ❌

Đúng:

• Chất phản ứng: $\bar{v} = -\frac{\Delta C}{\Delta t}$ ✓ (dấu “-” vì nồng độ giảm)
• Sản phẩm: $\bar{v} = +\frac{\Delta C}{\Delta t}$ ✓ (dấu “+” vì nồng độ tăng)

Ghi nhớ: “Phản ứng âm, Sản phẩm dương”

❌ SAI LẦM 2: Nhầm bậc phản ứng = hệ số trong phương trình

Sai:

• Phản ứng: $2A + 3B \rightarrow C$
• Phương trình tốc độ: $v = k[A]^2[B]^3$ ❌

Đúng:

• Bậc phản ứng phải xác định bằng thực nghiệm
• Có thể: $v = k[A]^1[B]^2$ hoặc $v = k[A]^2[B]^1$… ✓

Ghi nhớ: “Bậc thực nghiệm, KHÔNG phải hệ số”

❌ SAI LẦM 3: Quên mũ trong công thức Van’t Hoff

Sai:

• $v_2 = v_1 \times \gamma \times \frac{\Delta t}{10}$ ❌

Đúng:

• $v_2 = v_1 \times \gamma^{\frac{\Delta t}{10}}$ ✓

Ghi nhớ: “Gamma MŨ Delta t chia 10”

❌ SAI LẦM 4: Nhầm nhiệt độ K và °C

Trong công thức Van’t Hoff:

• Dùng °C (độ Celsius) ✓

Trong công thức Arrhenius:

• Dùng K (Kelvin) ✓
• Đổi: T(K) = t(°C) + 273

Sai:

• Dùng °C trong Arrhenius ❌
• Dùng K trong Van’t Hoff ❌

❌ SAI LẦM 5: Quên đổi đơn vị

Sai:

• Thời gian cho bằng phút, nhưng tính tốc độ M/s ❌
• Hoặc ngược lại

Đúng:

• Đổi đơn vị thống nhất trước khi tính ✓
• Nếu t = 5 phút → đổi sang 300 giây (nếu cần v có đơn vị M/s)

2. Mẹo nhớ công thức

Mẹo 1: Tốc độ trung bình

“Độ biến thiên chia khoảng thời gian”

$\bar{v} = \frac{\Delta C}{\Delta t}$

Nhớ thêm:

• Chất phản ứng: thêm dấu “-“
• Sản phẩm: giữ dấu “+”

Mẹo 2: Van’t Hoff

“Gamma mũ (Delta t chia mười)”

$v_2 = v_1 \times \gamma^{\frac{\Delta t}{10}}$

Nhớ:

• Mẫu số LUÔN là 10
• Gamma thường từ 2 đến 4
• Dùng °C, không dùng K

Mẹo 3: Định luật tốc độ

“v bằng k nhân nồng độ mũ bậc”

$v = k[A]^m[B]^n$

Nhớ:

• m, n là bậc phản ứng (thực nghiệm)
• KHÔNG phải hệ số a, b trong phương trình

Mẹo 4: Liên hệ tốc độ

“Tốc độ chia hệ số bằng nhau”

$\frac{v_A}{a} = \frac{v_B}{b} = \frac{v_C}{c}$

Cách nhớ: Tốc độ càng lớn khi hệ số càng lớn

3. Kiểm tra kết quả

Checklist trước khi kết luận:

Tốc độ luôn dương

• Nếu ra số âm → lấy trị tuyệt đối hoặc kiểm tra dấu

Đơn vị phải phù hợp

• M/s, mol/(L·s), mol/(L·phút)
• Kiểm tra đơn vị của C và t

Tăng nhiệt độ → tốc độ tăng

• Nếu γ > 1: nhiệt độ tăng → v tăng ✓
• Nếu γ < 1: sai ❌

Bậc phản ứng hợp lý

• Bậc thường là 0, 1, 2
• Hiếm khi là số âm hoặc quá lớn

Hằng số k dương

• k luôn > 0
• Đơn vị k phụ thuộc bậc phản ứng

4. Bảng so sánh các công thức

X. KẾT LUẬN

Bài viết đã trình bày đầy đủ và chi tiết các công thức tốc độ phản ứng hóa học, từ cơ bản đến nâng cao, phù hợp với chương trình từ lớp 10 đến lớp 11:

Tốc độ phản ứng trung bình: $\bar{v} = \pm\frac{\Delta C}{\Delta t}$

• Dấu “-” cho chất phản ứng (nồng độ giảm)
• Dấu “+” cho sản phẩm (nồng độ tăng)
• Đơn giản, dễ tính, phù hợp thực nghiệm

Tốc độ phản ứng tức thời: $v = \frac{dC}{dt}$

• Chính xác hơn tốc độ trung bình
• Cần kiến thức đạo hàm
• Độ dốc tiếp tuyến trên đồ thị C-t

Định luật tốc độ: $v = k[A]^m[B]^n$

• k: hằng số tốc độ (phụ thuộc nhiệt độ)
• m, n: bậc phản ứng (xác định bằng thực nghiệm)
• KHÔNG phải hệ số trong phương trình

Công thức Van’t Hoff: $v_{t_2} = v_{t_1} \times \gamma^{\frac{t_2-t_1}{10}}$

• γ thường từ 2 đến 4
• Tăng 10°C → tốc độ tăng 2-4 lần
• Dùng nhiệt độ °C

Công thức Arrhenius: $k = A \cdot e^{-\frac{E_a}{RT}}$

• Chính xác hơn Van’t Hoff
• Liên hệ k với năng lượng hoạt hóa $E_a$
• Dùng nhiệt độ K (Kelvin)

Nguyên tắc vàng khi giải bài tập

🔑 Nguyên tắc 1: Chú ý dấu +/- cho chất phản ứng và sản phẩm

• Phản ứng: dấu “-“
• Sản phẩm: dấu “+”

🔑 Nguyên tắc 2: Bậc phản ứng XÁC ĐỊNH bằng thực nghiệm

• KHÔNG phải hệ số trong phương trình
• Phải có dữ liệu thực nghiệm

🔑 Nguyên tắc 3: Phân biệt rõ nhiệt độ K và °C

• Van’t Hoff: dùng °C
• Arrhenius: dùng K

🔑 Nguyên tắc 4: Đơn vị phải thống nhất

• Nồng độ: M (mol/L)
• Thời gian: s, phút, hoặc giờ (thống nhất)
• Tốc độ: M/s, M/phút…

🔑 Nguyên tắc 5: Tốc độ luôn dương

• Nếu tính ra âm → kiểm tra lại dấu
• Lấy trị tuyệt đối nếu cần

Câu hỏi thường gặp (FAQ)

❓ Tại sao tốc độ phản ứng giảm dần theo thời gian?

Trả lời: Vì nồng độ chất phản ứng giảm dần → số lần va chạm giảm → tốc độ giảm. Đây là quy luật tự nhiên của hầu hết các phản ứng.

❓ Xúc tác có làm thay đổi cân bằng không?

Trả lời: KHÔNG. Xúc tác chỉ làm tăng tốc độ đạt cân bằng (cả chiều thuận và nghịch), nhưng không làm thay đổi vị trí cân bằng.

❓ Tại sao bậc phản ứng không phải là hệ số?

Trả lời: Vì bậc phản ứng phụ thuộc vào cơ chế phản ứng (các bước trung gian), không phải chỉ dựa vào phương trình tổng quát. Phải xác định bằng thực nghiệm.

❓ Khi nào dùng Van’t Hoff, khi nào dùng Arrhenius?

Trả lời:

• Van’t Hoff: Bài tập đơn giản, cho sẵn γ, dùng °C
• Arrhenius: Bài tập nâng cao, có $E_a$, dùng K

❓ Làm sao để tăng tốc độ phản ứng trong thực tế?

Trả lời: Có 5 cách chính:

1. Tăng nồng độ chất phản ứng
2. Tăng nhiệt độ
3. Tăng diện tích tiếp xúc (nghiền nhỏ)
4. Tăng áp suất (với khí)
5. Dùng xúc tác phù hợp

Cô Trần Thị Bình

(Người kiểm duyệt, ra đề)

Chức vụ: Tổ trưởng chuyên môn Tổ Lý – Hóa – Sinh tại Edus

Trình độ: Cử nhân Sư phạm Vật lý, Hoá Học, Bằng Thạc sĩ, Chức danh nghề nghiệp Giáo viên THPT – Hạng II, Tin học ứng dụng cơ bản, Ngoại ngữ B1

Kinh nghiệm: 12+ năm kinh nghiệm tại Trường THPT Gia Định