Trường Đại Học Điện Lực Khoa Đại Cương

1. Trường Đại Học Điện Lực Khoa Đại Cương Hóa Đại Cương

2. Chương 3. Nhiệt động hóa học

3. Bài 1 Các khái niệm nhiệt động hóa học Hệ, pha I Trạng thái II II III Quá trình Năng lượng IV

4. I. Hệ, pha 1. Hệ • Hệ + Môi trường xung quanh = Vũ trụ • Phân loại hệ: Hệđoạn nhiệt:Q = 0. Hệđẳng nhiệt:T = 0. Hệđẳng áp : P = 0. Hệđẳng tích :V = 0. Hệ dị thể Hệ động thể

5. HỆ HỞ HỆ KÍN HỆ CÔ LẬP

6. 2. Pha • Là tập hợp những phần đồng thể của hệ • Giống nhau về thành phần hóa học và tính chất hóa lý. • Được phân cách với các pha khác bởi bề mặt phân chia pha. • Hệ 1 pha: hệđồng thể • Hệ nhiều pha: hệ dị thể

7. II. Trạng thái 1. Khái niệm và các thông số • Trạng thái của hệđược xác định bằng tập hợp các thông số biểu diễn các tính chất hóa lý của hệ.Ví dụ: nhiệt độ, áp suất, thể tích, nồng độ… • Ví dụ :Khí lý tưởng PV = nRT →P = nRT/V Dung dịch m = V.d • Trạng thái cân bằng:là trạng thái tương ứng với hệ cân bằng khi các thông số trạng thái giống nhau ở mọi điểm của hệ và không thay đổi theo thời gian.

8. Các thông số trạng thái • Định nghĩa: là các đại lượng vật lý và nhiệt động biểu diễn trạng thái của hệ • Phân loại: • Thông sốkhuyếch độ (dung độ) (có tính cộng): là các thông số phụ thuộc vào lượng chất: V, m, năng lượng... • Thông sốcường độ (đặc trưng cho hệ): là các thông số không phụ thuộc vào lượng chất: T, p, d, C, thể tích riêng, thể tích mol …

9. Trạng thái chuẩn • Chất phải tinh khiết và ở trạng thái liên hợp bền • Nếu là chất rắn phải ở dạng đa hình bền. • Nếu là chất khí thì phải là khí lý tưởng. • Nếu là chất ở trong dung dịch thì C = 1 mol/lít. • Áp suất chuẩn là 101,325 kPa (tương ứng 1 atm) • Nhiệt độ chuẩn có thể là nhiệt độ bất kỳ

10. 2. Hàm trạng thái Một đại lượng được gọi là hàm trạng thái của hệ nếu biến thiên của đại lượng đó chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu vào và trạng thái cuối cùng của hệ, không phụ thuộc vào cách tiến hành Ví dụ: Năng lượng là một hàm trạng thái

11. III. Quá trình Quá trình nhiệt động là mọi biến đổi xảy ra trong hệ có liên quan đến sự biến đổi dù chỉ một tham số trạng thái. Khi có sự biến đổi( dù chỉ là một tham số nhiệt động) sẽ đưa hệ từ trạng thái này sang trạng thái khác). Khi đó ta nói hệ thực hiện một quá trình

12. Quá trình xảy ra ở nhiệt độ không đổi: là quá trình đẳng nhiệt ( T = const) Quá trình xảy ra ở áp suất không đổi: là quá trình đẳng áp ( p = const) Quá trình xảy ra ở thể tích không đổi: là quá trình đẳng tích ( V = const)

13. Quá trình tự diễn biến: là quá trình hệ tự động biến đổi mà không cần sự can thiệp từ bên ngoài • Quá trình không tự diễn biến: là quá trình không thực hiện được nếu như không có sự can thiệp từ bên ngoài • Quá trình thuận nghịch • Quá trình bất thuận nghịch: Tất cả các quá trình tự diễn ra trong tự nhiên đều là bất thuận nghịch.

14. IV. Năng lượng Là thước đo vận động vận động của chất • Động năng: là dạng năng lượng đặc trưng cho một vật đang chuyển động: • Thế năng: là dạng năng lượng mà hệ có do vị trí của nó trong trường lực • Điện năng: là năng lượng chuyển động của các tiểu phân tích điện ( electron, ion…) • Hóa năng: là năng lượng gắn liền với quá trình biến đổi chất

15. Động năng Ngoại năng Thế năng Năng lượng toàn phần Điện năng Nội năng Hóa năng

16. Định luật bảo toàn và chuyển hóa năng lượng Năng lượng vũ trụ là không đổi. Nếu một hệ nào đó giảm năng lượng thì năng lượng môi trường quanh nó phải tăng tương ứng. Khi một dạng năng lượng nào đó chuyển thành dạng khác thì phải có một quan hệ định lượng nghiêm ngặt Năng lượng không tự nhiên sinh ra mà cũng không tự nhiên mất đi, nó chỉ có thể chuyển hóa từ dạng năng lượng này sang dạng năng lượng khác

17. Cách chuyển năng lượng Chuyển năng lượng thực hiện dưới dạng nhiệt Chuyển năng lượng thực hiện dưới dạng công.

18. Nguyên lý thứ nhất của nhiệt động lực học Bài 2 Nội dung I Phương trình nhiệt hóa học II III

19. I. Nội dung Các đại lượng nhiệt động • Nội năng U • Entanpi H • Nhiệt dung C

20. Nội năng U • Nội năng: dự trữ năng lượng của chất U = E toàn phần – (động năng + thế năng). • Đơn vị đo: J/mol, cal/mol • Không thể xác định được U: U = U2 – U1 • Xác định U: Q = U + A = U + p V Trong quá trình đẳng tích: V = 0 QV = U

21. Entanpi H U = U2 – U1 V = V2 – V1 Trong quá trình đẳng áp: p = const Trong nhiệt động học và hóa học phân tử, enthalpy (kí hiệu thông dụng là ΔH) là một hàm trạng thái diễn tả sự biến thiên thế năng nhiệt động của hệ, thường được dùng để tính công có ích của một "hệ nhiệt động kín" dưới một áp suất không đổi. QP = (U2 – U1) + p(V2 – V1) = (U2 + pV2) – (U1 + pV1) = H2 – H1 QP = H H = U + PV - entanpi - dự trữ E + khả năng sinh công tiềm ẩn của hệ - hàm trạng thái - Đơn vị đo: kJ/mol

22. Nhiệt dung C • Nhiệt dung: lượng nhiệt cần dùng để nâng nhiệt độ của chất lên thêm 100 • Nhiệt dung riêng - nhiệt dung của 1 mol chất • Đơn vị đo: J/mol.K Qp = H QV = U • Đối với các khí lý tưởng: Cp – CV = R

23. Quá trình mở Đối với quá trình mở khi hệ chỉ trao đổi năng lượng với bên ngoài dưới dạng nhiệt và công, hiệu Q-A chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái cuối của hệ, hoàn toàn không phụ thuốc vào đường đi a b 2 1 Gọi U1 là nội năng của hệ ở trạng thái 1 và U2 là nội năng của hệ ở trạng thái 2 thì độ biến thiên nội năng được tính như sau: c Độ biến thiên nội năng bằng với phần năng lượng nhiệt Q chuyển vào hệ trừ cho phần công mà hệ chuyển ra ngòai môi trường

24. Nguyên lý thứ nhất Trong một chu trình, nếu ta không cấp nhiệt cho hệ ( Q=0) thì hệ không thể sản sinh ra công cho môi trường( A=0), có nghĩa là không thể chế tạo động cơ vĩnh cửu lọai 1 Nếu hệ nhận nhiệt thì Q>0 Nếu hệ sinh công thì A>0 Đối với quá trình đóng ∆U =0 Đối với quá trình mở ∆U = const, chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái cuối của hệ Đối với hệ cô lập Q=0, A=0, ∆U=0, nội năng của hệ được bảo toàn

25. Công và nhiệt trong một số quá trình thuận nghịch nhiệt động đối với khí lý tưởng Quá trình đẳng tích( dV=0) Công: không có công giãn nở δA = pdV =0 Nhiệt Quá trình đẳng áp ( p=const) Công: δA = pdV = pΔV = nR∆T Nhiệt Quá trình đẳng nhiệt ( T=const) Công

26. II. PHƯƠNG TRÌNH NHIỆT HÓA HỌC • Nhiệt của các quá trình hóa học • Định luật Hess và hệ quả • Áp dụng định luật Hess

27. 1. Nhiệt của các quá trình hóa học • Hiệu ứng nhiệt • Phương trình nhiệt hóa học • Nhiệt tiêu chuẩn • Hiệu ứng nhiệt của các quá trình

28. a. Hiệu ứng nhiệt • Hiệu ứng nhiệt: lượng nhiệt Q mà hệ thu vào/phát ra trong qúa trình hóa học • Thông thường pư diễn ra trong điều kiện đẳng áp: Qp = H • Hiệu ứng nhiệt Q = U + pV = U nếu V = 0 • Trong các phản ứng chỉ có chất lỏng và chất rắn tham gia • Trong các phản ứng có chất khí: p V = RT n pV = nRT n = 0 H = U n  0 H  U

29. QUAN HỆ GiỮA ∆H VÀ ∆U • H = U + P.V • Phản ứng chỉ có chất rắn, chất lỏng V  0 nên H  U • Phản ứng có chất khí P.V = n.R.T (xem khí là khí lý tưởng) H = U + n.R.T n =  (số mol khí)sp - (số mol khí)cđ tính trong phương trình phản ứng

30. b. Phương trình nhiệt hóa học • Phương trình nhhiệt hóa học là phương trình phản ứng hóa học thông thường có ghi kèm hiệu ứng nhiệt của phản ứng và trạng thái tập hợp của các chất • Quy ước: Phản ứng thu nhiệt có  H > 0 Phản ứng tỏa nhiệt có  H < 0 → Trong điều kiện bình thường, phản ứng tỏa nhiệt ( H < 0) là phản ứng có khả năng tự xảy ra

31. Ví dụ: • Zn(r) + 2HCl(dd) = ZnCl2(dd) + H2(k), = -152.6kJ/mol • ½ H2(k) + ½ Cl2(k) = HCl(k) = -92,8kJ/mol • C(gr) + H2O(k) = CO(k) + H2(k), = + 131,3 kJ/mol • Chú ý: hiệu ứng nhiệt tỷ lệ với lượng chất phản ứng và sản phẩm • H2(k) + Cl2(k) = 2HCl(k) = - 185,6kJ/mol

32. c. Nhiệt tiêu chuẩn • Lượng chất: 1 mol • Áp suất: 1 atm Ký hiệu • (Nhiệt độ: 250C = 298K)

33. d. Hiệu ứng nhiệt của các quá trình • Nhiệt tạo thành • Nhiệt đốt cháy • Nhiệt của các quá trình chuyển pha • Nhiệt hòa tan • Nhiệt phân ly

34. Nhiệt tạo thành (hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành 1 mol chất từ các đơn chất tương ứng bền) • Ký hiệu nhiệt tạo thành tiêu chuẩn: • của mọi đơn chất bền = 0 • Nhiệt tạo thành tiêu chuẩn là giá trị tra bảng • Nhận xét: • Htt của đa số các chất là âm. Htt càng âm, hợp chất càng bền. • Trong cùng một dãy đồng đẳng, M nhiệt tạo thành . • HCVC: Htt của các hợp chất cùng loại của nhóm nguyên tố trong bảng HTTH cũng thay đổi một cách có quy luật ( BeF2 – MgF2 – CaF2… Htt)

35. Nhiệt đốt cháy Nhiệt đốt cháy là hiệu ứng nhiệt của phản ứng: • 1mol HCHC + O2(k) → CO2(k) + H2O(l) + … • Ký hiệu nhiệt đốt cháy tiêu chuẩn • Nhiệt đốt cháy của các chất là đại lượng tra bảng • Nhận xét: • Tất cả các chất đều có nhiệt đố cháy âm. • Nhiệt đốt cháy của một chất thường lớn hơn nhiệt tạo thành của nó và có giá trị trên 400 kJ

36. Nhiệt của các quá trình chuyển pha • Quá trình thăng hoa: I2(r) = I2(k) 62,44 kJ • Quá trình bay hơi: H2O(ℓ) = H2O(k) 44,01 kJ • Quá trình nóng chảy: AlBr3(r) = AlBr3(ℓ) 11,33 kJ • Quá trình chuyển từ vô định hình sang trạng thái tinh thể: B2O3(vđh) = B2O3(tt) 18,39 kJ • Quá trình chuyển biến đa hình từ dạng grafit sang kim cương: C(gr) = C(kc) 1,895 kJ

37. Nhiệt hòa tan • Nhiệt hòa tan là hiệu ứng nhiệt của quá trình hòa tan 1 mol chất tan vào trong dung môi. • Quá trình hòa tan đa số là thu nhiệt. • Nhiệt hòa tan tương đối nhỏ ( 40kJ). • Nhiệt hòa tan phụ thuộc nhiều vào lượng và bản chất dung môi. H2SO4(ℓ) + H2O(ℓ) = H2SO4.H2O(dd) -28,05 kJ/mol H2SO4(ℓ) + 100H2O(ℓ) = H2SO4.100H2O(dd) -73,32 kJ/mol H2SO4(ℓ) + 104H2O(ℓ) = H2SO4.104H2O(dd) -86,23 kJ/mol H2SO4(ℓ) + H2O(ℓ) = H2SO4.H2O(dd) -95,18 kJ/mol

38. Nhiệt phân ly • Nhiệt phân ly:là hiệu ứng nhiệt của quá trình phân ly 1 mol chất thành các nguyên tử ở trạng thái khí • Nhiệt phân ly của các chất thường dương và có giá trị lớn

39. 2. Định luật Hess và các hệ quả • Định luật Hess: Hiệu ứng nhiệt của phản ứng 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, nghĩa là không phụ thuộc vào số lượng và đặc điểm của các chất giai đoạn trung gian. → có thể cộng hay trừ những phương trình nhiệt hóa như những phương trình đại số.

40. AB , H1 = HB -HAH1 = HB –Hc+Hc-HACH1 = H3 +H2 H1 H2 H3 Trong cùng một điều kiện , hiệu ứng nhiệt của một phản ứng bằng tổng hiệu ứng nhiệt của các phản ứng trung gian.

41. Ví dụ 2Al(r)+ 3/2O2(k) = Al2O3 (1) = -1676.0kJ/mol S(r) + 3/2 O2(k) = SO3(k) (2) = -396,1kJ/mol 2Al(r) + 3S(r) + 6O2(k)= Al2(SO4)3 (r),(3) = -3442 kJ/mol Al2O3 (r) + 3SO3(k) = Al2(SO4)3 (r), (4) = ? (4) = (3) – [(1) + 3x(2)] →

42. b. Hệ quả • Hệ quả 1 • Hệ quả 2 • Hệ quả 3 (định luật Laviosier La Plase) A → B ∆Ht B → A ∆Hn Ht = - Hn Htt + Hpl = 0 → Ht = - Hpl

43. 3. Áp dụng định luật Hess a. Tính hiệu ứng nhiệt của các quá trình • Áp dụng định luật Hess • Áp dụng các hệ quả b.Tính năng lượng liên kết c. Tính năng lượng mạng tinh thể

44. Ví dụ 1: Áp dụng định luật Hess • C(gr) + O2(k) = CO2(k) (1), = -393.5kJ/mol • CO(k) + ½O2(k) = CO2(k) (2), = -283.0kJ/mol C(gr) + ½ O2(k) = CO(k)(1) – (2) = -393.5 + 283.0 = -110.5 kJ/mol

45. TÍNH ∆H THEO NHIỆT TẠO THÀNH aA + bB = cC + dD ; DH°pư DH°pư= [cDH°tt (C)+ dDH°tt (D)] – [aDH°tt (A)+ bDH°tt (B)] -∆H0tt (AB) - ∆H0tt(CD) ∆H0tt (AC) + ∆H0tt(BD) ∑∆H0tt (sp)-∑∆H0tt (cđ)

46. Ví dụ 2: TÍNH ∆H THEO NHIỆT TẠO THÀNH Phản ứng: CO(k ) + ½ O2(k)= CO2(k) (kJ/mol): -110,52 -393,5 -107,61 -389,80 = -393.5 – (-110,52) = -283,01 kJ = -389,80 – (-107,61) = -282,19 kJ

47. TÍNH ∆H THEO NHIỆT ĐỐT CHÁY aA + bB = cC + dD ; DH°pư • DH°pư =[aDH°đc(A)+bDH°đc(B) - [cDH°đc (C)+dDH°đc(D)] VD 4: C(gr) + ½ O2(k) = CO(k) H0298 = ? C(gr) + O2 (k) = CO2(k) , (H0298)đc= - 393.5kJ/mol CO2(k) =CO(k) + ½O2 (k) , - (H0298)đc = +283.0kJ/mol C(gr) + ½ O2(k) = CO(k) H0298 = (H0298)đcC - (H0298)đc CO= - 110,5kJ

48. TÍNH ∆H THEO NĂNG LƯỢNG LIÊN KẾT Hpư = (Elk)cđ -(Elk)sp Hpư = (Elk)đứt -(Elk)tt H0298 = ? H-H(k) + Cl-Cl(k) → 2H-Cl(k) ElkH2 ElkCl2 -2ElkHCl 2H(k) + 2Cl(k) H0298 = [Elk(H2 )+Elk(Cl2)] – [2Elk (HCl)] Các chất trong phản ứng ở trạng thái khí

49. Bài 2CHIỀU CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC • ENTROPI • BIẾN THIÊN NĂNG LƯỢNG TỰ DO GIGGS, THƯỚC ĐO CHIỀU HƯỚNG CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HOÁ HỌC

50. I. ENTROPI • Entropi – Thước đo độ hỗn độn của một chất hay một hệ • Sự biến thiên entropi trong quá trình hóa học