Nhiet dong hoa hoc

1
MỤC TIÊU
- Nghiên cứu các quy luật về sự biến chuyển tương hỗ của hóa năng và các dạng năng lượng khác trong các quá trình hóa học.

- Nghiên cứu các điều kiện tự diễn biến
(phản ứng hóa học) và các điều kiện bền vững (trạng thái cân bằng) của các hệ hóa học.
NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC
2
MỘT SỐ KHÁI NIỆM CƠ BẢN
Hệ thống là 1 phần của vũ trụ mà ta quan tâm tới.
Môi trường là phần còn lại của vũ trụ.
3
MỘT SỐ KHÁI NIỆM CƠ BẢN

Hệ hóa học là lượng nhất định của một hay nhiều chất ở điều kiện nhiệt độ, áp suất và nồng độ nhất định(trong nghi�n c?u nhi?t d?ng h?c gọi là hệ th?ng - system)
H? m? l� h? trao d?i c? v?t ch?t v� nang lu?ng v?i mơi tru?ng
H? kín l� h? ch? trao d?i nang lu?ng v?i mơi tru?ng
Hệ cô lập là hệ không có sự trao đổi nang lu?ng và v?t chất với môi trường bên ngoài.
4
MỘT SỐ KHÁI NIỆM CƠ BẢN
Hệ đồng thể là hệ có các tính chất hóa học và vật lý giống nhau trong toàn bộ thể tích của hệ.
Hệ dị thể là hệ có bề mặt phân chia các phần của hệ thành những phần có tính chất hóa học và vật lý khác nhau.
Pha là phần đồng thể của hệ dị thể có thành phần , cấu tạo , tính chất nhất định và được phân chia với các phần khác bằng bề mặt phân chia nào đó.
5
MỘT SỐ KHÁI NIỆM CƠ BẢN
Nhiệt dung (C) của một chất là lượng nhiệt cần dùng để nâng nhiệt độ của một lượng xác định chất đó lên một độ.
Nhiệt dung riêng là lượng nhiệt cần dung để nâng một gam chất đó lên một độ.
Nhiệt dung phân tử là lượng nhiệt cần dùng để nâng một mol chất đó lên một độ.
Nhiệt dung đẳng áp là nhiệt dung của quá trình nâng nhiệt trong điều kiện đẳng áp, ký hiệu CP .
6
Nhiệt dung đẳng tích là nhiệt dung của quá trình nâng nhiệt trong điều kiện đẳng tích, Ký hiệu CV. Đối với khí lý tưởng, xét cho 1 mol khí thì: Cp=5R/2 ; Cv =3R/2; với R=8,3145 J/mol. độ

Ví dụ : Nhiệt dung riêng đẳng áp của nước trong khoảng 14,50C - 15,50C bằng 1 cal / g.độ , nhiệt dung phân tử đẳng áp của nước trong khoảng nhiệt độ này là 18,015 cal/mol. độ.
7
NĂNG LƯỢNG
Là thước đo độ vận động của vật chất. Ư�ng với những hình thái vận động khác nhau của vật chất chúng ta có những hình thái năng lượng khác nhau như thế năng, động năng, nội năng.

Hai dạng thể hiện của năng lượng đó là NHIỆT, và CÔNG

Lưu ý: không có giá trị năng lượng bằng 0 tuyệt đối mà chỉ có năng lượng bằng 0 ứng với một hệ quy chiếu chuẩn nào đó.
8
Đơn vị đo năng lượng

Theo hê SI là Joule (J):





Đôi khi dùng đơn vị calorie:
1 cal = 4.184 J
Đơn vị Calory dinh dưỡng (Cal) (nutritional Calorie):
1 Cal = 1000 cal = 1 kcal
9
NHIỆT
Nhiệt (q) là thước đo sự chuyển động hỗn loạn ( chuyển động nhiệt) của các tiểu phân tạo nên chất hay hệ.
CÔNG
Công (w) là thước đo sự chuyển động có trật tự và có hướng của các tiểu phân theo hướng của trường lực

CÔNG (W) = tích của lực (F)tác dụng lên vật làm vật di chuyển một quãng đường d
w = F ? d
10
NỘI NĂNG
Nội năng (U) (Internal Energy) của hệ là năng lượng có sẵn , ẩn dấu bên trong hệ , bao gồm năng lượng chuyển động tịnh tiến , chuyển động quay của các phân tử , chuyển động quay và chuyển động giao động của các nguyên tử và nhóm nguyên tử bên trong phân tử và tinh thể, chuyển động của electron trong nguyên tử , năng lượng bên trong hạt nhân.
11
Năng lượng của hệ: bao gồm tổng của Động năng, Thế năng, và Nội năng của hệ.

Đối với các phản ứng hóa học, sự biến đổi động năng và thế năng của hệ là không đáng kể do đó ta chỉ quan tâm đến Nội năng.
12
NGUYÊN LÝ THỨ NHẤT CỦA NHIỆT ĐỘNG HỌC
Nếu trong quá trình nào đó mà có một dạng năng lượng đã mất đi thì thay cho nó phải có một dạng năng lượng khác xuất hiện với lượng tương đương nghiêm ngặt.
(định luật bảo toàn năng lượng)

Mối liên hệ giữa Nhiệt và Công
Năng lượng không tự sinh ra và không tự mất đi
Năng lượng của (hệ thống + môi trường) là một hằng số
Khi một hệ bị biến đổi (vật lý hay hóa học), nội năng của hệ thay đổi tùy thuộc vào lượng nhiệt và công hệ trao đổi với môi trường :
?U = q + w
13
q:
+ khi hệ thu nhiệt từ môi trường ngoài,
- khi hệ tỏa nhiệt ra môi trường ngoài
w:
+ khi hệ bị môi trường ngoài tác dụng lên công w,
- khi hệ tác dụng công w lên môi trường ngoài.
Qui ước về dấu
14
15
Khi hệ giãn nở, nó thực hiện công.
Năng lượng của hệ giảm. Công âm.
(w = - P ?V) < 0
Khi môi trường tác động lên hệ. Năng lượng của hệ tăng. Công +.
(w = - P ?V) > 0
Internal
Pressure
Δ V > 0
Δ V < 0
Công giãn nở
16
Quá trình đẳng tích (?v=0)
Trong trường hợp các quá trình diễn ra ở điều kiện thể tích không đổi (V = const) thì w = 0 , suy ra:
qv = ? U = U2 - U1
Toàn bộ nhiệt năng mà hệ thu vào trong quá trình đẳng tích dùng để làm tăng nội năng của hệ.
Quá trình đẳng áp (P=const)
w= -P?V do đó:
qp = ?U + P?V =( U2 - U1) + P (V2 - V1) = (U2 + PV2 ) - (U1 + PV1)
= H2 - H1
đặt : H = U + PV
Và gọi H là Enthalpy. Vậy enthalpy là một hàm phức tạp gồm nội năng (U) của hệ cộng với tích c?a thể tích (V) của hệ và áp suất (P) đặt trên hệ.
17
18
ENTHALPY
Khi cung cấp cho hệ một lượng nhiệt q thì trong trường hợp tổng quát nhiệt năng này sẽ được dùng để làm tăng nội năng ( phần nội năng tăng thêm ký hiệu là ?U) và để thực hiện công w chống lại các lực bên ngoài tác dụng vào hệ.
Định luật thứ nhất của nhiệt động học có thể biểu diễn bằng biểu thức toán học sau
q = ?U - w = ( U2 - U1) - w
Trong đó , công w đối với các quá trình (chủ yếu là công chống áp suất bên ngoài) , U1 là nội năng của hệ trước khi được cung cấp nhiệt , U2 là nội năng của hệ sau khi đã được cung cấp nhiệt
19
ENTHALPY
Gọi H1 là enthalpy của trạng thái ban đầu của hệ , H2 là enthalpy của trạng thái cuối cùng của hệ thì chúng ta thu được công thức
qp = H2 - H1 = ?H

Như vậy ?H là hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học trong điều kiện áp suất không đổi ( điều kiện đẳng áp).
20
ENTHALPY
Nếu trong quá trình hệ thu nhiệt của môi trường thì Enthalpy của hệ tăng lên tức là
H2 > H1 ? ?H = H2 - H1 > 0
Nếu trong quá trình hệ tỏa nhiệt ra mội trường thì Enthalpy của hệ giảm xuống tức là
H2 < H1 ? ?H = H2 - H1 < 0
Ví dụ:
C + O2 = CO2 ?H = -396 kJ ? phản ứng tỏa nhiệt
2 HCl = H2 + Cl2 ?H = +184 kJ ? phản ứng thu nhiệt
21
MỐI QUAN HỆ GIỮA ENTANPI VÀ NỘI NĂNG.

Đối với những qúa trình chỉ có chất rắn và lỏng tham gia thì đại lượng ?V có giá trị không đáng kể , do đó khi những quá trình này được thực hiện ở áp suất thấp thì :

?H ? ?U

Công thức trên cho thấy nhiệt truyền cho chất rắn và lỏng chủ yếu chuyển thành nội năng mà không sinh công, tức là chủ yếu làm tăng nhiệt độ của hệ.
22
MỐI QUAN HỆ GIỮA ENTANPI VÀ NỘI NĂNG
Đối với những quá trình có chất phản ứng hay sản phẩm phản ứng ở thể khí thì ?H và ?U có thể khác xa nhau.
Với chất khí :
P?V = ?nRT
Trong đó ?n là hiệu số phân tử gam của các sản phẩm khí với số phân tử gam của các chất khí tham gia phản ứng .
Như vậy :
?? = ?U + ?nRT
Từ đây , khi ?n = 0 thì ?H = ?U , nhưng khi ?n ? 0 thì ?H ? ?U.
23
DH = Hcuoái - Hñaàu = qP
Enthalpy
24
Quá trình thu nhiệt và tỏa nhiệt
Thu nhiệt:: hấp thu nhiệt từ môi trường.

Vd: quá trình bay hơi của chất lỏng


Toả Nhiệt: tỏa nhiệt ra môi trường

Vd: Hoà tan H2SO4 trong nước
Phản ứng cháy cacbon
NGUYÊN LÝ THỨ NHẤT CỦA NHIỆT ĐỘNG HỌC
25


CH4(g) + 2O2(g) ? CO2(g) + 2H2O(g) DH = -802 kJ

2CH4(g) + 4O2(g) ? 2CO2(g) + 4H2O(g)
DH = -1604 kJ

CO2(g) + 2H2O(g) ? CH4(g) + 2O2(g) DH = +802 kJ

H2O(g) ? H2O(l) DH = -88 kJ
Entanpi của phản ứng hóa học
26
ĐỊNH LUẬT HESS
"Hiệu ứng nhiệt của quá trình hóa học chỉ phụ thuộc vào bản chất và trạng thái của các chất đầu và sản phẩm cuối chứ không phụ thuộc vào đường đi của quá trình"
TÍNH TOÁN HIỆU ỨNG NHIỆT CỦA PHẢN ỨNG HÓA HỌC
27
Ví dụ:
Từ Cacbon và Oxy có thể điều chế CO2 theo hai cách
Cách 1: đốt cháy trực tiếp cacbon
C (than chì) + O2 (khí) = CO2 (khí) ?H = -393,5 kJ

Cách 2: tiến hành qua hai giai đoạn
C (than chì) + � O2 (khí) = CO (khí) ?H1 = -110,5 kJ
CO (khí) + � O2 (khí) = CO2 (khí) ?H2 = - 283,0 kJ

Ta có ?H = ?H1 + ?H2
28
HỆ QUẢ CỦA ĐỊNH LUẬT HESS
Hệ quả 1:
Nhiệt phân hủy của 1 hợp chất có giá trị tuyệt đối đúng bằng nhiệt hình thành của hợp chất đó nhưng ngược dấu.
Ví dụ:
H2 (khí) + O2 (khí) = H2O (lỏng) có ?H = -268 KJ
Vây nhiệt hình thành của H2O là ?H0f = - 268 KJ/mol
Nhiệt phân hủy của H2O (lỏng) thành H2 (khí) + O2 (khí) là +268 KJ/mol
29

H1 = H2 + H3

30
Phương trình nhiệt hóa học:
Một phương trình nhiệt hóa học phải bao gồm:
Phương trình phản ứng hóa học
Trạng thái hóa chất ( rắn, lỏng, khí,.)
Điều kiện thí nghiệm ( nhiệt độ, áp suất,.)
Nhiệt lượng trao đổi trong phản ứng qp hay qv.
Chú ý: Nhiệt lượng trao đổi trong phản ứng bao giờ cũng tương ứng với giả thiết là phản ứng xảy ra hoàn toàn không kèm theo phản ứng phụ.
Ví dụ:
C (r) + 1/ 2 O2 (k) ? CO(k) ?Ho298K=-110.5 kJ
( nhiệt phản ứng tỏa ra là 110.5 kJ).
31
Hệ quả 2 (Định Luật Hess)

Hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học bằng tổng nhiệt hình thành của các sản phẩm trừ đi tổng nhiệt hình thành của tác chất

?Hopu = ? n?Hof sản phẩm - ? m?Hof tác chất
32
Enthalpy mol chuẩn thức ( sinh nhiệt mol, nhiệt tạo thành mol chuẩn-heat of formation) ?Hof
Enthalpy mol chu?n th?c của một hợp chất là hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành 1 phân tử gam (1 mol) chất đó từ các đơn chất bền ở điều kiện tiêu chuẩn.
Lưu ý: người ta quy ước
Enthalpy (?H0f) của các đơn chất bền ở điều kiện tiêu chuẩn có giá trị bằng 0.
4C (r) + 6 H2 (k) + O2 (k) ? 2 C2H5OH(l)
?Ho= -555,38 kJ
Vậy: ? Hof (C2H5OH,l) = -555,38 kJ / 2 mol
= -277,69 kJ.mol-1
33
Tính toán Nhiệt phản ứng ?Hopu bằng năng lượng liên kết
?Hopu = ? ?Holk đứt nối - ? ?Holk ráp nối

H-H ? HH-H = 436 kJ/mol
O-O ? HO-O = 146 kJ/mol
O=O ? HO-H = 495 kJ/mol
H-O ? HH-O = 463 kJ/mol
N ? N ? HN? N = 941 kJ/mol

Ví dụ: Tính ?Hopu của phản ứng
C2H4 (k) + H2 (k) ? C2H6(k) ?Hopu=?
?Hopu =1 mol EH-H + 1 mol EC=C + 4 mol EC-H - (6 mol EC-H +1 mol EC-C)
=1mol(435 kJ.mol-1)+1mol(598 kJ.mol-1)
-2 mol(416 kJ.mol-1)-1 mol(356 kJ.mol-1) = -155 kJ
34
NHIỆT TẠOTHÀNH (?H0f)
Nhiệt tạo thành của các đơn chất bền = 0
35
Thiêu nhiệt mol chuẩn (nhiệt đốt cháy-heat of combustion) ?Hoc
Thiêu nhiệt mol chuẩn (nhiệt đốt cháy) là hiệu ứng nhiệt của phản ứng đốt cháy hoàn toàn 1 mol chất bằng oxygen ở điều kiện chuẩn.
C6H12O6 (aq) + 6 O2 (k) ? 6 CO2(k) + 6 H2O(k)
?Ho =-2816 kJ
Nhiệt đốt cháy của đường glucoz la:� ?Hoc =-2816 kJ.mol-1
36
C (r) + O2 (k) ? CO2(k) ?Hopu =?Hoc C = -394 kJ
đồng thời là ?Hof CO2
CH4+ 2O2= CO2+ 2H2O ?Hopư= ?Hoc CH4 = -890 kJ/mol
H2+ � O2= H2O ?Hopư= ?Hoc H2= -286 kJ/mol
đồng thời là ?Hof H2O
C2H5OH + 3O2= 2 CO2+ 3H2O ?Hopư= ?Hoc r = -1386 kJ/mol

?Hopư = ??Ho tác chất - ??Ho sản phẩm

C + 2H2= CH4

?Hopư = ?Hoc C + 2.?Hoc H2 - ?Hoc CH4

?Hopư = (-394) + 2 �(-286) - (-890) = - 76 (kJ)


37
Thiêu nhiệt mol chuẩn của các chất
38
Chiều xảy ra của các biến đổi tự nhiên. Nguyên lý II của nhiệt động học. Entropy S
39
Quá trình tự xảy ra
.Nguyên lý I của nhiệt động học: tính bảo toàn của NL.
.Các quá trình xảy ra không cần tác động của bên ngoài là quá trình tự xảy ra.
.VD: Khi quả trứng rơi khỏi tay bạn xuống đất, nó sẽ
tự vỡ.
.Quá trình ngược lại không tự xảy ra. Khi quả trứng trở lại bàn tay bạn, nó không thể lành lại được.
.Kết luận: quá trình tự xảy ra là quá trình có hướng.
.Quá trình tự xảy ra theo chiều này thì không tự xảy
ra theo chiều ngược lại.
40
41
Vậy
Chỉ dựa vào sự biến đổi nội năng (hay Enthalpy ?H) thì không thể tiên đoán được chiều phản ứng.

Để tiên đoán chính xác chiều hướng của phản ứng ta cần phải xem xét một yếu tố nữa đó là ĐỘ MẤT TRẬT TỰ của hệ (được thể hiện qua giá trị ENTROPY ký hiệu S)
42
ENTROPI
Entropi S là thước đo độ hỗn loạn của trạng thái của hệ thống
Biến đổi xảy ra tự nhiên thì đi kèm với sự tăng entropy
Thường thì sự gia tăng entropy của một quá trình sẽ di cùng với sự giảm entropy của quá trình khác nhưng sự gia tăng là lấn át
Entropy là một hàm trạng thái
Cho 1 hệ thống: ?S = Scu?i - Sd?u.
Nếu ?S > 0 hệ thống mất trật tự hơn
?S < 0 hệ thống trật tự hơn
Không có khái niệm entropy âm tức entropy luôn >=0.
43
Entropy của một chất có thể tăng bằng hai cách:
Tăng bằng cách cung cấp nhiệt dẫn đến gia tăng chuyển động tức là tăng sự hỗn loạn của các phân tử.
Tăng bằng cách cung cấp nhiều chỗ hơn để các phân tử có thể phân tán dễ dàng hơn.
44
Một số quy tắc để dánh giá sự biến thiên của entropy S trong các quá trình hóa học:
So tăng (?So>0) khi các chất chuyển từ trạng thái rắn sang lỏng hay khí.
Ví dụ: H2O (r) ? H2O (l) ?So>0
So tăng (?So>0) khi một chất rắn hay lỏng hòa tan vào nước hay dung môi.
So giảm (?So<0) khi một chất khí hòa tan vào nước hay dung môi.
So tăng khi M (khối lượng phân tử) tăng.
Ví dụ: SoO2 < SoO3
45
So giảm ở chất rắn mạng liên kết cộng hóa trị, So tăng khi liên kết có một phần tính kim loại.
Ví dụ: So C(diamond) < So C(graphite)
So tăng tỷ lệ với độ yếu và độ mềm của liên kết giữa các nguyên tử.
So tăng theo độ phức tạp của phân tử.
46
Tính chất của entropi
Mỗi chất có giá trị entropi riêng của mình , phân tử càng phức tạp thì entropi càng lớn.
Entropi của mọi chất ở 0 K đều bằng 0 vì chúng chỉ còn một trạng thái sắp xếp duy nhất (W=1).
Entropi của các chất tăng theo sự tăng của nhiệt độ.
Entropi là một hàm trạng thái do đó sự tăng entropi của một quá trình tính theo công thức:
?Sor = ?nSsản phẩm - ?mStác chất
47
Entropy mol chuẩn th?c (S0298)
Là giá trị Entropy của 1 mol chất đo ở điều kiện điều kiện tiêu chuẩn có áp suất 1 atm (760 mm Hg), và nhiệt độ bằng 25oC (298.15K)

Đơn vị tính của S0298 là cal/mol.K hoặc J/mol.K

Giá trị này có thể tra cứu được từ các SỔ TAY HÓA HỌC.
48
Ví dụ
49
Ảnh hưởng của môi trường:
?Stổng cộng = ?Shệ thống + ?Smôi trường

?Smôi trường tỷ lệ thuận với lượng nhiệt tỏa ra từ hệ thống (-?H) và tỷ lệ nghịch với nhiệt độ T. Tại áp suất không đổi, ta có thể viết :
?Smôi trường= -?H/ T
tức là: ?Stổng cộng = ?Shệ thống - ?H/ T
50
Ví dụ:
Phản ứng 2 Mg (r) + O2 (k) ? 2 MgO(r)
có ?Sopu = -217 J.K-1.mol-1 <0
Tuy nhiên phản ứng vẫn xảy ra được vì ?Hopu <<0 (?Hopu =-1202 kJ.mol-1). Ta có:
?Stổng cộng = ?Shệ thống - ?H/ T
= -217 J.K-1.mol-1+ 1202.103 J.mol-1/298 K
= 3.81.103 J.K-1.mol-1>0
Nguyên lý II của nhiệt động học cũng có thể được phát biểu như sau
" Một biến đổi tự nhiên thì kèm theo sự tăng tổng entropy của hệ thống và môi trường của nó."
51
Năng lượng tự do G (Free Energy)
?Stổng cộng = ?Shệ thống - ?H/ T
Hay: -T?Stổng cộng = ?H - T?Shệ thống
Bi?�u diễn khái niệm biến đổi của entropy tổng bằng một đại lượng gọi là năng lượng tự do Gibb: ?G = -T?Stổng cộng (*)
Ta có: ?G = ?H - T?S
Như vậy, thay vì xem xét sự biến đổi của entropy tổng cộng cuả cả hệ thống và môi trường xung quanh, nay ta chỉ xét sự biến đổi của năng lượng tự do G của bản thân hệ thống để dự đoán một biến đổi có xảy ra tự nhiên hay không.
52
Biến đổi enthalpy Biến đổi entropy Biến đổi xảy ra tự nhiên?
---------------------------------------------------------------------------------------------
Toả nhiệt (?H<0) Tăng (?S>0) Có, ?G<0
Toả nhiệt (?H<0) Giảm (?S<0) Có, nếu ?T?S? < ??H?, ?G<0
Thu nhiệt (?H>0) Tăng (?S>0) Có, nếu T?S> ?H, ?G<0
Thu nhiệt (?H>0) Giảm (?S<0) Không, ?G>0
_______________________________________________________
Dấu trừ (-) ở * cho thấy năng lượng tự do giảm khi entropy tổng cộng tăng. Như vậy, tại áp suất và nhiệt độ không đổi, chiều của một biến đổi tự nhiên là chiều làm giảm năng lượng tự do.
53
Ví dụ: Quá trình đông đặc của nước tại 0oC(273.15 K) và 1 atm có
?Hđđ = -?Hnc = -6.00 kJ.mol-1
?Sđđ = -?Snc = -21.97 J.K-1.mol-1= -21.97.10-3 kJ.K-1.mol-1
Thế các giá trị trên vào biểu thức của ?G:
?Gđđ = ?Hđđ - T?Sđđ
?Gđđ = -6.00 kJ.mol-11- ?(273.15 K)? (-21.97.10-3 kJ.K-1 .mol-11) = 0.00 kJ.mol-1
Như vậy: Một phản ứng cân bằng tại nhiệt độ và áp suất không đổi có ?G=0
54
Năng lượng tự do chuẩn thức ?Gof (standard free energy of formation)
Là biến thiên năng lượng tự do của quá trình tạo thành 1 mol chất ở điều kiện tiêu chuẩn (250C, 1 atm) xuất phát từ các đơn chất bền.

Đơ n vị của ?G0f là Kcal/mol hoặc KJ/mol
Các đơn chất bền ở điều kiện tiêu chuẩn có ?G0f = 0

Giá trị ?G0f của các chất được xác định bằng thực nghiệm.

Có thể tra cứu các đại lượng ?G0f trong các sổ tay hóa học.
55
Tính ?G của các phản ứng hóa học từ ?G0298 của các hợp chất
G = Gsaûn phaåm - Gtaùc chaát
56
Năng lượng tự do chuẩn thức ?Gof chính là thước đo độ bền tương đối của một hợp chất so với các nguyên tố tạo thành nó.
Nếu ?Gof <0 tại một nhiệt độ xác định thì có nghĩa là các nguyên tố khuynh hướng tự nhiên tạo thành hợp chất đó tức điều kiện chuẩn này bền hơn nên nó.
Còn nếu ?Gof >0 thì điều ngược lại sẽ xảy ra, hợp chất có khuynh hướng tự nhiên là phân hủy trở lại thành các nguyên tố.
57
ý nghĩa của ?Gpư
?Gpư được dùng làm thước do cho khả năng tự diễn biến của một phản ứng hóa học
?Gpư < 0 quá trình hóa học có khả năng tự diễn biến.
?Gpư > 0 quá trình hóa học không có khả năng tự diễn biến.
?Gpư = 0 hệ hóa học nằm ở trạng thái cân bằng.
58
VAI TRÒ CỦA ?H, ?S, T ĐỐI VỚI DẤU CỦA ?G VÀ CHIỀU CỦA QUÁ TRÌNH.
Nếu ?H <0 & ?s> 0 ? ?G <0
? quá trình chắc chắn xảy ra theo chiều thuận.
Nếu ?S~0 , muốn cho ?G < 0 phải có ?H <0
? quá trình tự xảy ra theo chiều phát nhiệt.
Nếu ?H < 0 &� ?S <0 , muốn cho ?g <0 thì :
|?H| > |T?S|.
? Nhiệt độ có ảnh hưởng mạnh đến chiều của quá trình:
Ơ� nhiệt độ thấp : |T?S| nhỏ nên dễ xảy ra điều kiện |?H| > |T?S| ? quá trình tự xảy ra theo chiều thuận.
Ơ� nhiệt độ cao : |T?S| lớn nên dễ xảy ra điều kiện |?H| < |T?S| ? quá trình tự xảy ra theo chiều nghịch.
59
Nếu ?H>0 và ?S>0
Muốn cho ?G<0 thì : |?H| < |T?S|.
? nhiệt độ giữ vai trò quan trọng:
Ơ� nhiệt độ cao: |T?S| đủ lớn ? |?H| < |T?S| ? ?G <0 ? phản ứng theo chiều thuận
Ơ� nhiệt độ thấp |T?S| không đủ lớn
? |?H| > |T?S| ? ?G >0 ? phản ứng theo chiều Nghịch
Nếu quá trình có ?H>0 và ?S <0 thì ở bất kỳ nhiệt độ nào ta cũng có ?g>0 ? phản ứng không thể xảy ra theo chiều thuận mà chỉ xảy ra theo chiều nghịch.
60
Tính hằng số cân bằng K
Ta có: ?G = ?Go + RT lnK
Tại cân bằng: 0 = ?Go + RT lnK
hay ?Go = - RT lnK
Ví dụ: Tính Kp tại 25oC cho cân bằng sau
N2O4 (k) ? 2 NO2 (k)
Ta có: ?Go = 2 ?Go (NO2,k) - ?Go(N2O4,k)
= 2 ? 51.31 - 97.89 kJ.mol-1
= +4.73 kJ.mol-1
Mà ln Kp = -?Go / RT (R=8,314 j.mol-1K-1)
= -(4.73 kJ.mol-1/ 2.4790 kJ.mol-1) = -1.91
Suy ra Kp = 0.15
61
BÀI TẬP ÁP DỤNG
62
1 J = 1 N.m= 1 Pa.m3 = 1 kg. m2. s-2
1 erg = 10-7 J
1 cal = 4,184 J
1 eV = 1,6021892 x 10-19 J
L.atm = 101,325 J
cm-1 = 1,986477 x 10-23 J

1 Pa = 1 N.m-2 = 1 kg. m-1. s-1
1 bar = 105 Pa
1 atm = 101325 Pa
1 atm = 760 torr
1 psi = 6897, 7572 Pa
63
R = 8,31441 J.K-1mol-1
= 8,31441 m3. Pa.K-1.mol-1
= 0,0831441 L.bar. K-1.mol-1
= 0,0820568 L.atm.K-1.mol-1
64
Bài tập
CaCO3 � ? Cao � + CO2(k)
?H0f -1207 -635 -393
(KJ/mol)
?S0 93 40 217
(J/mol.K)

a/ hỏi ở 250C và 12000K pư có xảy ra?
b/ xđ nhiệt độ ở đó CaCO3 bắt đầu xảy ra
65
Giải
1/ ?H0pư= -635 - 393 - (-1207) = 179 KJ
?S0pư = 217 + 40 - 93 = 164 J/K
= 164.10-3 KJ/K
Ơ� 250C ?G0pư = ?H0pư - T?S0pư
= 179 - 298 * 164. 10-3 = 130 KJ > 0
Pư không xảy ra ở 250C
*Ở 12000K ?G0pư = ?H0pư - T?S0pư
= 179 - 1200 * 164. 10-3 = -17,8 KJ <0
Pư xảy ra ở 12000K


66
Tiếp theo
2/ để pư xảy ra thì
?G0pư = ?H0pư - T?S0pư <0

Hay T >
67
Bài tập tương tự
N2O5 (k) ? 2NO2 (k) + 1/2O2 (k)
?H0j -41,8 33,85 0
(KJ/mol)
?S0 113 240,5 205
(J/mol.K)

Hỏi ở đktc pư có xảy ra ?


68
Bài tập
Giản nở đẳng nhiệt 0,85 mol khí lý tưởng từ P1 = 15 atm, 3000K tới P2 = 1atm. Tính công giản nở trong các trường hợp
a/ trong chân không
b/ P ngoài không đổi = 1 atm
c/ khi quá trình là thuận nghịch
69
Giải
a/ trong chân không P = 0
w=-P?V= 0
b/ w=-P?V= -P(V2 - V1)
w = -P
70
Bài tập tương tự
Tính công, nhiệt, nội năng của quá trình nén đẳng nhiệt thuận nghịch 3 mol khí He từ 1atm đến 5atm ở 4000K

Giải : quá trình đẳng nhiệt thuận nghịch
?U = 0
?U = q + w = 0 ? q = -w = -(-nRTlnP1/P2)
q =3*8,314*400*ln1/5 = -16057J
w = 16057J
71
Bài tập
Tính biến thiên entropy của quá trình giản nở đẳng nhiệt 2 mol khí lí tưởng từ 1,5l đến 2,4l
Giải
?S = nRlnV2/V1 = 2*8,314*ln2,4/1,5
= 7,8 J/K
72
Bài tập
Đốt cháy 1 mol benzen lỏng ở 250C, 1atm tạo CO2 (k) và H2O(l) thì toả ra lượng nhiệt là 3267KJ. Tính sinh nhiệt mol chuẩn của Benzen.
Biết
sinh nhiệt mol chuẩn của
CO2 = -393,5KJ/mol
H2O = -285,8 KJ/mol
73
Giải
C6H6 + 15/2 O2 ? 6 CO2 + 3H2O
?Hpư = -3267 KJ
?Hpư = 6 ?H(co2)+ 3 ?H(H2O)- ?H(C6H6)
-3267 = 6*(-393,5) + 3(-285,8) - ?H(C6H6)
?H(C6H6) = 48,6KJ/mol
74
Bài tập
Tính sinh nhiệt mol chuẩn của PCl5
Biết 2P+ 3Cl2 ? 2PCl3 ?H1 = -151,8 KJ
PCl3 + Cl2 ? PCl5 ?H2 = -32,8 KJ
Giải
2P+ 3Cl2 ? 2PCl3 ?H1 = -151,8 KJ
2PCl3 + 2Cl2 ? 2PCl5 ?H2` = -32,8*2 KJ
2P + 5Cl2 ? 2PCl5 ?H = ?H1 + ?H`2
? H = -217,4KJ
sinh nhiệt mol chuẩn của PCl5 = -217,4/2
= -108,7 KJ/mol


75
Bài tập tương tự
Tính hiệu ứng nhiệt của pư
N2 + O2 = 2NO
Biết N2 + 2 O2 = 2NO2 ?H1= 67,6 KJ
NO + � O2 = NO2 ?H2= -56,6 KJ
Giải
N2 + 2 O2 = 2NO2 ?H1= 67,6 KJ
2NO2 = 2NO +2 � O2 ?H`2= +56,6*2 KJ
N2 + O2 = 2NO ?H = ?H1 + ?H`2
= 180,8 KJ
76
Bài tập
Tính hiệu ứng nhiệt pư
N2 + � O2 = N2O
Biết
2NH3 + 3N2O = 4N2 + 3H2O ?H1 = -1010 KJ
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O ?H2 = -1531KJ
77
giải
2*4N2 +2* 3H2O =2* 2NH3 +2* 3N2O
?H`1 = +1010 *2 KJ
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O ?H2 = -1531KJ
6N2 + 3O2 = 6N2O ?H = ?H`1+ ?H2
?H= 489 KJ

N2 + � O2 = N2O ?H = 489/6= 81,5 KJ
78
Bài tập
Tính hiệu ứng nhiệt của pư
2C + 3H2 ? C2H6
Biết C + O2 ? CO2 ?H1= -393,5 KJ
H2 + � O2 ? H2O ?H2= -285,8 KJ
2C2H6 + 7O2 ? 4CO2 + 6H2O
?H3= -3119,6 KJ

79
Giải
4C +4 O2 ? 4CO2 ?H`1 = -393,5*4 KJ
6H2 +6 � O2 ? 6H2O ?H`2 =-285,8*6 KJ

4CO2 + 6H2O ? 2C2H6 + 7O2
?H`3= +3119,6 KJ

4C+6H2 ? 2C2H6 ?H = -169,2 KJ
2C + 3H2 ? C2H6 ?H = -169,2/2 = 84,6 KJ