Giáo trình Hóa đại cương vô cơ
GIỚI THIỆU HỌC PHẦN
HÓA ĐẠI CƯƠNG – VÔ CƠ
Đối tượng : Cao đẳng dược
- Số đơn vị học trình :
- Số tiết:
04 (2/2)
90 tiết
30 tiết
60 tiết
+ Lý thuyết :
+ Thực hành:
- Thời điểm thực hiện:
MỤC TIÊU HỌC PHẦN
1. Trình bày được những kiến thức cơ bản về §Þnh luËt b¶o toµn, chuyÓn hãa
n¨ng l îng vµ chiÒu h íng cña c¸c qu¸ tr×nh hãa häc, C©n b»ng hãa häc, Tèc ®é ph¶n
øng, Dung dÞch, Ph¶n øng oxi hãa khö vµ dßng ®iÖn
2. Trình bày được đặc điểm, vị trí, tính chất hóa học, ứng dụng của nguyên tử
Oxi và Hidro và hợp chất trong Y -Dược
3. Trình bày được vị trí, đặc điểm, tính chất, vai trò và ứng dụng trong Y - Dược,
Độc tính của đơn chất, hợp chất của một số nguyên tố nhóm A , nhóm B
4. Thực hiện được các quy tắc an toàn, bảo hiểm và rèn luyên được thái độ
chính xác, thận trọng tỉ mỉ khi làm thí nghiệm
5. Giải thích được khả năng dẫn điện của dung dịch các chất điện li, cân bằng
trong dung dịch axit yếu và bazơ yếu
6. Thực hiện được cách pha chế, xác định nồng độ dung dịch, nhận biết màu
của một số chất chỉ thị màu thông dụng, xác định pH của dung dịch.
7. Khảo sát được các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng và cân bằng hóa
học, phản ứng ôxi hóa - khử và chiều của phản ứng ôxi hóa - khử.
8.Thực hiện được một số phản ứng thể hiện tích chất của một số nguyên tố
nhóm A và nhóm B, hợp chất của số nguyên tố nhóm A và nhóm B
NỘI DUNG HỌC PHẦN
Số tiết
STT
Tên bài
Phần Lý thuyết
Trang
Ch ¬ng 1: §Þnh luËt b¶o toµn, chuyÓn hãa n¨ng l îng
vµ chiÒu h íng cña c¸c qu¸ tr×nh hãa häc
Ch ¬ng 2 : C©n b»ng hãa häc
Ch ¬ng 3: Tèc ®é ph¶n øng
Ch ¬ng 4: Dung dÞch
Ch ¬ng 5: Ph¶n øng oxi hãa khö vµ dßng ®iÖn
Ch ¬ng 6: Hidro và Oxi
Ch ¬ng 7: Kim loại phân nhóm A
Ch ¬ng 8: Kim loại phân nhóm B
Ch ¬ng 9: Phi kim
1
5
3
2
3
4
5
6
7
8
9
3
3
4
2
1
4
4
4
17
26
34
45
52
57
66
79
Phần Thực hành
Bài 1: Các quy tắc phòng thí nghiệm
Bài 2: Pha chế dung dịch - chuẩn độ
Bài 3: Dung dịch điện ly – chất chỉ thị màu
Bài 4: Tốc độ phản ứng - Cân bằng hóa học
Bài 5: Phản ứng Oxi hóa – khử
10
11
12
13
14
2
10
6
8
4
89
91
97
100
104
- 1 -
15
16
17
18
19
Bài 6: Hidro
4
6
6
8
6
107
110
113
116
118
Bài 7: Tính chất chung của kim loại kiềm
Bài 8: Nhôm và các hợp chất của nhôm
Bài 9: Kẽm và hợp chất của Kẽm
Bài 10: Tính chất của Crom – Mangan và các hợp
chất của chúng
Tổng số
90
120
III. ĐÁNH GIÁ:
- Điểm kiểm tra thường xuyên:
+ 01 bài thi kết thúc học phần
+ 01 điểm chuyên cần
- Tính điểm: 15% điểm chuyên cần: + 85% bài thi kết thúc học phần
- 2 -
PHẦN LÝ THUYẾT
CHƯƠNG 1
ĐỊNH LUẬT BẢO TOÀN, CHUYỂN HÓA NĂNG LƯỢNG
VÀ CHIỀU HƯỚNG DIỄN BIẾN CỦA CÁC QUÁ TRÌNH
HÓA HỌC.
MỤC TIÊU
1. Trình bày được nội dung nguyên lý I của nhiệt động lực học và một số ứng dụng của
nguyên lý I.
2. Trình bày được nội dung nguyên lý II, định luật Nernst ( nguyên lý III nhiệt động lực
học ) và ứng dụng
3. Trình bày được năng lượng tự do và chiều hướng diễn biến của phản ứng hóa học và
ứng dụng
NỘI DUNG
1.1. Nguyên lý thứ nhất của nhiệt động lực học.
1.1.1. Nội năng
Như trên đã nói, nội năng của một hệ là tổng năng lượng tồn tại bên trong của hệ.
Nội năng U không xác định được chính xác, ngay cả một hệ đơn giản nhất. Tuy nhiên,
trong nhiệt động lực học người ta không cần xét giá trị tuyệt đối của nội năng mà chỉ
cần xác định biến thiên của nội năng ΔU trong quá trình biến đổi hệ từ trạng thái này
sang trạng thái khác thông qua các đại lượng đo được như công và nhiệt.
1.1.2. Nội dung nguyên lý
Dựa vào các dữ liệu thực nghiệm người ta có thể phát biểu nguyên lý I như sau:
Đối với mọi hệ nhiệt động đều tồn tại một hàm trạng thái, được gọi là nội năng U, mà
trong quá trình biến đổi hệ từ trạng thái (1) sang trạng thái (2), biến thiên nội năng ΔU
bằng tổng nhiệt Q và công A trao đổi với môi trường bên ngoài.
Điều này có thể biểu diễn bằng hệ thức sau đây:
ΔU = U2 - U1 = Q + A
(1.1)
(đối với quá trình vô cùng nhỏ ta có: dU = δQ + δA)
Như vậy, nguyên lý I về thực chất là định luật bảo toàn năng lượng với sự chấp nhận
nội năng là một hàm trạng thái. Từ hệ thức trên, ta thấy đối với hệ cô lập (áp dụng cho hệ
vĩ mô) không có sự trao đổi vông với môi trường bên ngoài (Q = A = 0) thì biến thiên nội
năng ΔU = 0, nghĩa là nội năng của hệ được bảo toàn.
Để minh họa cho ý nêu trên người ta thường xét hệ nhiệt động đơn giản nhất gồm
một khối khí xác định đựng trong một xi lanh đóng kín bằng một pit - tông chuyển động
tự do: Phệ = Png = const, Png là áp suất bên ngoài.
Ở trạng thái I hệ có nội năng U1, khi cung cấp cho hệ một nhiệt lượng Qp nhiệt
độ của hệ tăng, khí giãn nở từ thể tích V1 đến thể tích V2, từ đó hệ thực hiện một công
A = -Png(V2 - V1)
Hệ chuyển sang trạng thái II có nội năng là U2, theo nguyên lý I ta có:
ΔU = U2 - U1 = Q + A
- 3 -
1.1.3. Khái niệm entampi
1.1.3.1. Nhiệt đẳng áp, entampi
Trong sơ đồ trên, vì pit - tông chuyển động tự do nên áp suất P của hệ luôn luôn
bằng áp suất khí quyển và không đổi: P1 = P2 = const. Nhiệt trao đổi trong quá trình này
gọi là nhiệt đẳng áp Qp.
Theo nguyên lý I:
ΔU = QP + A
Như đã biết hệ thực hiện một công:
A = - P (V2 - V1)
Vậy ΔU = U2 - U1 = Qp - P(V2 - V1)
do đó Qp = U2 - U1 + PV2 - PV1 = (U2 + PV2 ) - (U1 + PV2 )
Bằng định nghĩa người ta ký hiệu:
H = U + PV
suy ra:
Qp = H2 - H1 = ΔH
(1.2)
Đại lượng H = U + PV là tổng hợp của các đại lượng trạng thái nên cũng là đại
lượng trạng thái và được gọi là entampi, ứng với một trạng thái xác định, H có một giá trị
xác định. Cũng như nội năng U, entampi H là hàm của các biến số trạng thái nên entampi
H được gọi là hàm trạng thái. H cũng có đơn vị năng lượng.
Từ biểu thức (1.2) ta nhận thấy nhiệt đẳng áp Qp bằng biến thiên entampi của hệ,
vì vậy trong các quá trình đẳng áp người ta thường thay Qp bằng (ΔH = ΔU + PΔV).
Đối với một quá trình biến đổi vi phân (vô cùng nhỏ) ta cũng có:
δQp = dH
1.1.3.2. Nhiệt đẳng tích
Cũng từ điều minh họa trên nếu ta giữ cho pit - tông đứng yên để thể tích V không
đổi (V1 = V2) thì quá trình biến đổi của hệ là quá trình biến đổi đẳng tích và nhiệt trao
đổi là nhiệt đẳng tích Qv
Theo nguyên lý I: ΔU = Qv + A song do ΔV = 0 nên A = 0 từ đó nhiệt đẳng tích
Qv sẽ là:
QV = ΔU
(1.3)
Như vậy, nhiệt đẳng tích bằng sự biến thiên nội năng của hệ. Trong trương hợp
này nhiệt cung cấp hoàn toàn được sử dụng làm tăng nội năng của hệ
Đối với quá trình biến đổi vô cùng nhỏ ta cũng có thể viết:
δQv = dU
Bài tập áp dụng: Biết 1 mol nước hóa hơi ở 100oC, áp suất cố định là 101325
Pa hấp thụ một lượng nhiệt là 40,58 kJ.
- Nếu thể tích mol của nước lỏng là 0,019 L ở 373 K, còn thể tích này của hơi
nước là 30,605 L thì công sinh ra là bao nhỉêu?
- Tính ΔU của quá trình chuyển hóa này.
Lời giải: Phản ứng hóa hơi của nước
H2O (ℓ) → H2O(h)
Theo đầu bài ở 373 K ∆V = 30,605 - 0,019 = 30,586L
A = -P∆V = - 101325 x 30,586.10-6 = -3,1kJ
Mặc khác
∆U = ∆H - P∆V thay số vào ta có:
∆U = 40,58 + 3,1 = 43,68 kJ
1.1.3.3. Quan hệ giữa nhiệt phản ứng đẳng tích và nhiệt phản ứng đẳng áp
Như chúng ta đã biết, công trao đổi liên quan chặt chẽ đến biến thiên thể tích của
hệ. Ở quá trình đẳng tích, vì thể tích V không đổi nên công trao đổi bằng không. Còn ở
quá trình đẳng áp, công (cơ học) trao đổi sẽ khác không nên có sự biến thiên thể tích của
hệ. Trong các phép tính ta cần chú ý là: so với thể tích mol của các chất khí thì thể tích
mol của các chất rắn và lỏng (pha ngưng tụ) rất nhỏ không đáng kể và do đó thể tích của
- 4 -
các chất rắn và lòng cũng như biến thiên thể tích của chúng trong các phản ứng hóa học
được coi bằng không. Vì vậy, khi xét công cơ học ta chỉ cần chú ý đến biến thiên thể
tích của các chất khí tham gia phản ứng.
Ví dụ: phản ứng : C(r) + H2O (k) → CO (k) + H2 (k)
0
V0
V0
V0
Thể tích của cacbon rắn được coi bằng không. Như vậy, đối với phản ứng này ta có:
ΔV = V2 - V1 = (2 - 1)V0
Từ biểu thức (2.2), (2.3) và phương trình PV = nRT ta có thể tìm ra mối quan hệ giữa
ΔU và ΔH như sau:
ΔH = ΔU + ΔnRT hay Qp = Qv + ΔnRT
Bài tập áp dụng: Ở 298 K và ở thể tích không đổi khi đốt cháy 1 mol rượu
metylic theo phản ứng:
(1.4)
CH3OH(l) + 3/2O2 → CO2 + H2O (l)
sẽ giải phóng ra một lượng nhiệt là 726,25 kJ. Tính ΔH của phản ứng.
Lời giải: Áp dụng công thức: ΔH = ΔU + ΔnRT cho phản ứng trên ta có:
ΔH = - 726,25 + (1 - 3/2). 298.8,314.10-3 = - 727,79 kJ/mol
1.1.4 Nhiệt hóa học
1.1.4.1. Nhiệt phản ứng
Ta biết rằng nhiệt phản ứng là nhiệt trao đổi giữa hệ và môi trường xung quanh.
Trong một phản ứng hóa học người ta thường nói:
“Nhiệt lượng tỏa ra hay hấp thụ của một phản ứng hóa học được gọi là nhiệt
phản ứng”. Theo quy ước chung:
- Nếu phản ứng là thu nhiệt ta ghi dấu +;
- Nếu phản ứng là phát nhiệt (tỏa nhiệt) ta ghi dấu -.
Để xác định nhiệt phản ứng người ta dùng nhiệt lượng kế. Nhiệt lượng kế được
thiết kế sao cho không có sự trao đổi nhiệt với môi trường. Nó gồm một thùng lớn đựng
nước, trong đó có nhúng ngập 1 bom nhiệt lượng kế, nơi thực hiện phản ứng hóa học.
Trong thùng còn có nhệt kế đo sự thay đổi nhiệt độ của nước, que khuẩy duy trì cân
bằng nhiệt trong hệ.
Thực nghiệm cho biết với mỗi phản ứng, giá trị nhiệt lượng đo được phụ thuộc vào
nhiều yếu tố khác nhau như cách tiến hành đo ở trong điều kiện đẳng tích hay đẳng áp, tại
nhiệt độ nào, trạng thái tập hợp của các chất là trạng thái gì...
Nếu nhiệt phản ứng đo ở điều kiện đẳng áp thì ta có biến thiên entanpi ΔH của
hệ.
Nếu nhiệt phản ứng đo ở điều kiện đẳng tích thì ta có biến thiên nội năng ΔU của
hệ.
Như vậy ΔH và ΔU gọi là hiệu ứng nhiệt của phản ứng.
Ví dụ:
2CO(k) + O2 → 2CO2(k);
2CO(k) + O2 → 2CO2(k);
ΔU = - 563,50kJ
ΔH = - 565,79kJ
Mối liên hệ giữa ΔH và ΔU đã được chứng minh ở biểu thức (1.4).
Phương trình phản ứng có kèm theo hiệu ứng nhiệt của phản ứng được gọi là
phương trình nhiệt hóa học.
Ví dụ:
C
+
O2
Kim cương (tinh thể)
O2
Graphit (than chì) (khí)
→
(khí)
→
CO2;
ΔH = - 395,40 kJ
(khí)
C
+
CO2;
(khí)
ΔH = - 394,05 kJ
Khi viết phương trình nhiệt hóa học người ta cần lưu ý tới hệ số của phương trình,
ví dụ:
- 5 -
1
H2(k) + O2(k) → H2O (l) ;
ΔH = - 258,84 kJ
ΔH = - 517,68 kJ
2
2H2(k) + O2(k) → 2H2O (l);
Các phản ứng hóa học thường tiến hành trong phòng thí nghiệm dưới áp suất
khíquyển không đổi nên hiệu ứng nhiệt thường dùng là ΔH.
Theo quy ước quốc tế hiệu ứng nhiệt của một quá trình hóa học được đo ở trạng
thái chuẩn. Trạng thái đó được giữ ở áp suất P = 1 atm; to = 25oC hay 298 K. Hiệu ứng
nhiệt ΔH trong trường hợp này được ghi là: ΔH0 hay đơn giản hơn là ΔHo, ví dụ:
298
1
H2(k) + O2(k) → H2O (l);
ΔH0 = - 258,84 kJ
2
298
Bài tập áp dụng: Xét phản ứng hóa học sau:
Fe2O3(r) + 3CO(k) → 2Fe(r) + 3CO2(k)
Biết rằng khi khử 53 gam Fe2O3 bằng CO có thoát ra 9,414 kJ nhiệt lượng trong
kiện đẳng áp. Hãy tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng. Cho O = 16; Fe = 56.
Lời giải: Khi khử 1 mol Fe2O3 thì nhiệt lượng phát ra là:
160
x 9,414 = 36,945 kJ
53
Vậy hiệu ứng nhiệt của phản ứng:
Fe2O3(r) + 3CO(k) → 2Fe(r) + 3CO2(k) sẽ là ΔH = -36,945 kJ.
Bài tập áp dụng: Tính hiệu ứng nhiệt đẳng tích ΔU của phản ứng sau ở 25oC.
2SO2(k) + O2(k) → 2SO3(k);
ΔH = - 196,145 kJ
Lời giải: Áp dụng công thức: ΔU = ΔH - Δn x RT
Giá trị Δn = 2 - 3 = -1
Do đó ΔU = - 196,145 + 1.8,314.10-3. 298 = - 18367 kJ
1.1.4.2. Sinh nhiệt - Nhiệt phân hủy - Thiêu nhiệt
a) Sinh nhiệt
Sinh nhiệt (còn gọi là nhiệt tạo thành) của một chất là hiệu ứng của phản ứng tạo
thành 1 mol chất đó từ các đơn chất. Nếu là nhiệt chuẩn thì phản ứng phải tương ứng
với trạng thái chuẩn (250C; 1amt).
Ví dụ:
C (graphit) + O2(k) → CO2(k); ∆H0 (CO2) = -39,62kJ/mol
sn
1
H2(k) + O2(k) → H2O(k);
∆H0 (H2O) = -241,82kJ/mol
2
sn
Sinh nhiệt của một số hợp chất ở điều kiện chuẩn.
Theo định nghĩa trên thì sinh nhiệt của tất cả đơn chất ở trạng thái chuẩn đều
bằng không.
b) Nhiệt phân huỷ.
Chúng ta điều biết phản ứng nghịch của phản ứng tạo thành được gọi là phản ứng
phân huỷ. Vì vậy, ta có thể hiểu hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành và phản ứng
phân huỷ có trị số tuyệt đối như nhau nhưng trái dấu.
Ví dụ:
C (graphit) + O2(k) → CO2(k)
;
∆H0 (CO2) = -39,5kJ/mol
sn
CO2(k) → C(graphit) + O2(k)
;
∆H0 (CO2) = +393,5kJ/mol
ph
- 6 -
c) Thiêu nhiệt
Thiêu nhiệt (còn gọi là nhiệt đốt cháy) là hiệu ứng nhiệt của phán ứng đốt cháy
1 mol chất bằng oxi phản ứng (O2) để tạo thành các oxit bền với hóa trị cao nhất của sản
phẩm cháy bền nhất. Nếu là thiêu nhiệt chuẩn thì phản ứng tương ứng với trạng thái
chuẩn (250C; 1atm).
Ví dụ:
0
7
C2H6(k) + O2(k) → 2CO2(k) + 3H2O(ℓ); ∆H (C2H6) = -1558,4kJ/mol
tn
2
Bảng 1.1. Thiêu nhiệt (nhiệt đốt cháy) của một số chất hữu cơ (250C, 1atm)
∆H0 kJ/mol
Chất
Công thức
tn
Metan (k)
Etan (k)
Propan (k)
n-Butan (k)
Etylen (k)
Axetilen (k)
Benzen (ℓ)
Saccarozơ (r)
Etanol (ℓ)
CH4
C2H6
C3H8
C4H10
C2H4
-890,355
-1558,400
-2220,03
-2878,510
-1410,970
-1299,630
-3293,640
-5643,788
-1366,910
-871,690
C2H2
C6H6
C12H22O11
C2H5OH
CH3COOH
Axit axetic (ℓ)
1.1.4.3. Định luật Hess
Dựa vào lý thuyết nhiệt động lực học và các số liệu thực nghiệm thu được
G.I.Hess đã phát minh ra định luật cơ bản của nhiệt hóa học vào năm 1840.
Định luật phát biểu như sau:
Hiệu ứng nhiệt của quá trình hóa học xảy ra ở áp suất hay thể tích không đổi phụ
thuộc vào bản chất và trạng thái của các chất ban đầu và sản phẩm thu được chứ không
phụ thuộc vào các giai đoạn trung gian.
Điều này cũng có thể diễn giải một cách đơn giản:
Nếu có nhiều cách để chuyển các chất ban đầu như nhau thành các sản phẩm cuối
cùng giống nhau thì hiệu ứng nhiệt tổng cộng theo cách nào cũng như nhau.
Bài tập áp dụng: Phân tử SO3 tạo thành từ S và O2 có thể tiến hành theo hai cách
khác nhau:
- Hoặc bằng cách trực tiếp
3
Cách 1: S(r) + O2(k) → SO3(k);
∆H1 = -1653,510kJ/mol
2
- Hay qua hai giai đoạn
Cách 2: S(r) +O2(k) → SO2(k) ;
∆H2 = -1242,648kJ/mol
∆H1 = ?
1
SO2(k) + O2(k) → SO3(k) ;
2
Xuất phát từ các dữ kiện trên hãy tính giá trị ∆H3.
Lời giải:
Vì 2 cách nêu trên đều xuất phát từ trạng thái đầu để đi đến trạng thái cuối như
nhau nên theo định luật Hess ta có thể viết:
Tổng cộng: ∆H1 = ∆H2 + ∆H3
Từ đó suy ra: ∆H3 = ∆H1 - ∆H2
∆H3 = - 1653,510 - (-1242,648) = -410,862kJ/mol
- 7 -
Điều này có thể minh họa theo sơ đồ sau
∆H1
3
S + O2
2
SO3
∆H2
∆H3
1
S + O2
2
1.1.4.4. Hệ quả của định luật Hess
Từ định luật Hess chúng ta có thể rút ra các hệ quả sau:
Hệ quả 1: Hiệu ứng nhiệt một phản ứng bằng tổng sinh nhiệt (nhiệt tạo thành)
của các sản phẩm trừ đi tổng sinh nhiệt của các chất đầu (có kèm theo các hệ số).
∆H = ∑∆Hsn(sản phẩm) - ∑∆Hsn(chất đầu)
(1.5)
Bài tập áp dụng. Căn cứ vào giá trị nhiệt tạo thành của CaCO3, CaO, CO2 hãy
tìm hiệu ứng nhiệt của phản ứng.
CaCO3(r) → CaO(r) + CO2(k)
∆H0(kJ/mol) - 288,5 -151,9 -94,1
;
∆H0 = ?
pu
Lời giải:
∆H0 = ∆H0 (CaO) + ∆H0 (CO2) - ∆H0 (CaCO3)
pu
sp
sp
cd
= -151,9 - 94,1 + 288,5
= + 42,5kJ/mol
Hệ quả 2: Hiệu ứng nhiệt một phản ứng bằng tổng thiêu nhiệt (nhiệt đốt cháy) của
các chất đầu trừ đi tổng thiêu nhiệt của các sản phẩm (có kèm các hệ số).
∆H = ∑∆Htn(chất đầu) - ∑∆Htn(sản phẩm)
(1.6)
Bài tập áp dụng: Tìm hiệu ứng nhiệt của phản ứng este hóa sau đây khi biết
nhiệt đốt cháy của các chất đã cho:
CH3COOH(ℓ) + C2H5OH(ℓ) →CH3COOC2H5(ℓ) + H2O(ℓ) ; ∆H0 = ?
pu
∆H0 (kJ/mol)
-871
-1367
-2284
tn
Lời giải: Theo hệ quả 2 của định luật Hess ta có thể tính ∆H của phản ứng trên:
∆H0 = -871 - 1367+ 2284 = + 46kJ/mol
pu
1.1.4.5. Một số ứng dụng của định luật Hess
a) Xác định hiệu ứng nhiệt của phản ứng
Đối với những phản ứng khó hoặc không thể xác định được bằng thực nghiệm
người ta thường vận dụng các hệ quả của định luật Hess.
Bài tập áp dụng: Xác định hiệu ứng nhiệt của quá trình:
C(r) →
C(r);
∆H = ?
Than chì
Kim cương
Biết:
C(r)than chì + O2(k) →CO2(k);
∆H1 = -394,052 kJ/mol
C(r)kim cương + O2(k) → CO2(k); ∆H2 = -395,405 kJ/mol
Lời giải: Các quá trình được biểu diễn như sau:
- 8 -
∆H1
Than chì C (r)
∆H
CO2 (k)
∆H2
C(r)
Kim cương
Theo định luật Hess ta có: ∆H = ∆H1 - ∆H2
= -394,052 + 395,405
= 1,353 kJ/mol
Bài tập áp dụng:
Phản ứng tạo thành CO2 từ C và O2 có thể tiến hành theo hai cách khác nhau:
- Hoặc là tiến hành trực tiếp: C + O2 → CO2 với hiệu ứng nhiệt đẳng áp là
∆H0 = -393kJ/mol
- Hay là qua hai giai đoạn.
0
1
C + O2 → CO2 với ∆H
1
2
0
1
và
CO + O2 → CO2; ∆H = -283kJ/mol
2
2
Tính giá trị ∆H0
1
Lời giải: Vì hai cách đó cùng xuất phát từ trạng thái đầu và cùng đi đến trạng
thái cuối giống nhau nên theo định luật Hess, hiệu ứng nhiệt trong hai con đường đó đều
như nhau, nghĩa là: ∆H0 = ∆H0 + ∆H0 .
1
2
Trạng thái đầu
Trạng thái cuối
∆H0
C + O2
CO2
∆H0
∆H0
1
2
CO +1 O2
Trạ2an
Trong ví dụ này nếu biết ∆H0 = -393kJ/mol và ∆H0 = -283kJ/mol ta dễ dàng tính
2
được ∆H0 (phản ứng này khó xác định hiệu ứng nhiệt phản ứng bằng thực nghiệm).
1
Vậy ta có: ∆H0 = ∆H0 - ∆H0 = -393 - (-283) = -110 kJ/mol
1
2
b) Xác định nhiệt tạo thành một chất
Bài tập áp dụng: Tìm nhiệt tạo thành của rượu etylic từ các dữ kiện sau:
C2H5OH (ℓ) + 3O2(k) → 2CO2(k) + 3H2O(ℓ) ; ∆Hpư = -1368kJ/mol
∆H0 (kJ/mol)
?
0
-394
-286
Lời giải: Áp dụng hệ quả 1 của định luật Hess ta có:
∆Hpư = 2(-394) + 3(-286) - ∆H0 (C2H5OH) = -1368
Rút ra: ∆H0 (C2H5OH) = 2(-394) + 3(-286) - (-1368) = -278kJ/mol
c) Xác định năng lượng liên kết
Hiệu ứng nhiệt phản ứng tính theo năng lượng liên kết là:
∆Hpư = ∑∆Hlk (chất đầu) - ∑∆Hlk (sản phẩm)
(1.7)
- 9 -
Bài tập áp dụng: Xác định năng lượng trung bình của các liên kết O - H trong
phân tử nước, biết rằng năng lượng liên kết H - H và O = O tương ứng là -435,9 và -
498,7kJ/mol, khi đốt cháy 2mol H2 tỏa ra 483,68kJ/mol.
Lời giải:
2H2(k) + O2(k) → 2H2O(k) ;
∆Hpư = -483,68kJ/mol
Có thể tính hiệu ứng nhiệt phản ứng theo năng lượng liên kết:
∆Hpư = ∑∆Hlk (chất đầu) - ∑∆Hlk (sản phẩm)
-483,68 = 2(-435,9) - 498,7 - 4∆Hlk (O - H)
1
Vậy:
2. 435,9 498,7 483,36
∆Hlk (O - H) =
4
= -463,545kJ/mol
1.2. Nguyên lý II nhiệt động lực học hóa học. Chiều diễn biến của quá trình hóa
học.
Từ nguyên lý I của nhiệt động lực học đã xác định được hiệu ứng của các quá
trình hóa học nhưng chưa đoán nhận được chiều diễn biến của quá trình tự nhiên cũng
như của các phản ứng hóa học.
1.2.1. Khái quát về nguyên lý II nhiệt động lực học
1.2.1.1. Nội dung nguyên lý II.
- Đối với mọi hệ nhiệt động đều tồn tại một hàm trạng thái được gọi là entropi S
mà:
- Trong quá trình biến đổi thuận nghịch và biến đổi không thuận nghịch biến
thiên entropi của hệ được xác định bằng hệ thức:
Q
dS ≥
T
Nếu xét toàn bộ quá trình biến đổi của hệ từ trạng thái (1) sang trạng thái (2) thì:
2 Q
∆S ≥
(1.8)
T
1
Dấu = dành cho quá trình thuận nghịch.
Dấu > dành cho quá trình không thuận nghịch.
Đối với trường hợp mà trong suốt quá trình xảy ra, nhiệt độ không đổi thì hệ thức
(1.8) có dạng đơn giản sau:
Q
T
∆S ≥
Đối với hệ cô lập vì nhiệt trao đổi bằng không nên từ các hệ thức trên ta có thể
viết:
dS ≥ 0 hay ∆S ≥ 0
(1.9)
Điều đó có nghĩa là đối với hệ cô lập, entropi của hệ chỉ có thể là không thay đổi hay
là tăng chứ không hề giảm. Đó cũng là cách phát biểu của nguyên lý II.
Vì các quá trình tự phát, đều là các quá trình không thuận nghịch nên trong hệ cô
lập này chỉ xảy ra theo chiều tăng của entropi. Khi entropi của hệ đạt giá trị cực đại
nghĩa là đến khi biến thiên của entropi bằng không (dS =0) thì hệ đạt trạn thái cân bằng.
Trong quá trình biến đổi trạng thái của hệ, nếu có sự trao đổi nhiệt với môi trường bên
ngoài thì cùng với sự biến thiên entropi của hệ có sự biến thiên entropi của môi trường
bên ngoài.
Nếu gọi ∆ST là tổng biến thiên entronpi của hệ và môi trường bên ngoài thì ta có
thể viết:
∆ST = ∆Shệ + ∆Smtr
- 10 -
Nếu trong bình phản ứng hóa học, chẳng hạn được đặt trong một nhiệt lượng kế
thì nhiệt lượng kế tạo thành môi trường bên ngoài của hệ hóa học. Hệ hóa học và nhiệt
lượng kế tạo thành một hệ cô lập và như ta đã biết.
- Đối với quá trình thuận nghịch:
∆Shệ + ∆Smtr = 0
- Đối với quá trình không thuận nghịch:
∆Shệ + ∆Smtr > 0
1.2.1.2. Biến thiên entropi trong quá trình thay đổi trạng thái vật lý của một chất nguyên
chất
Trong quá trình thay đổi trạng thái vật lý (rắn - lỏng; lỏng - hơi, biến đổi qua lại
giữa các dạng thù hình) của các chất nguyên chất tại nhiệt độ không thay đổi, nhiệt độ
động lực học đã chỉ rằng:
Nếu quá trình thuận nghịch xảy ra ở áp suất không đổi thì nhiệt trao đổi Qp = ∆H.
H
Từ đó ta có: ∆H =
(1.10)
T
Bài tập áp dụng: Xác định biến thiên entropi ∆S trong quá trình hóa hơi một
mol nước ở 373K (nhiệt hóa hơi của một mol nước ở 373 K tại áp suất P0 = 1atm, là Qp
= ∆H = 40,7kJ/mol).
Lời giải: Từ hệ thức (1.10) ta có:
H 40,7.103
∆S =
109J / mol.K
T
373
1.2.1.3. Biến thiên entropi của một chất khi nhiệt độ thay đổi
Quá trình này thường xảy ra ở điều kiện áp suất không đổi nên ta có thể viết:
Q = dH = nCpdT
(n = số mol chất, Cp là nhiệt dung mol của một chất cần xét)
T2
nCpdT
S nCpdT
dH
T
dS =
(1.11)
T
T
T
1
Nếu áp suất được coi là không đổi thì ∆S được tính theo công thức đơn giản hơn.
T2
∆S = nCpln
(1.12)
T
1
Nếu quá trình xảy ra ở điều kiện đẳng tích thì ta cũng có các công thức tương tự.
Trường hợp Cv thay đổi theo nhiệt độ.
T2
dT
(1.13)
S nC
v
T
T
1
Trường hợp Cv được xem là không đổi thì ∆S sẽ xác định theo công thức sau:
T2
∆S = nCvln
(1.14)
T
1
Bài tập áp dụng: Xác định biến thiên entropi của 1 mol nước khi đun nóng từ
273 K (00C) lên 373 K (1000C). Chi nhiệt dung của nước không đổi Cp = 75,3J/mol.K.
Lời giải: Áp dụng biểu thức (1.14) ta có:
T2
373
75,3ln
=
23,5J / mol.K
∆S = nCpln
273
T
1
1.2.1.4. Ý nghĩa của entropi
Như nguyên lý II đã chỉ rõ các quá trình tự phát (không thuận nghịch) trong một
hệ cô lập chỉ xảy ra theo chiều tăng của entropi. Như thế rõ ràng khi entropi tăng sẽ kéo
theo sự chuyển động hỗn độn của các phân tử trong hệ. Nói cách khác: Entropi là thước
đo mức độ hỗn độn của các phân tử trong hệ. Đó chính là ý nghĩa của entropi.
- 11 -
Ta thử lấy ví dụ minh họa cho điều khẳng định trên. Đối với cùng một chất khi
hệ ở trạng thái lỏng thì các phân tử chuyển động hỗn độn hơn khi nó trở nên ở thể rắn
(Slỏng > Srắn). Đối với quá trình nóng chảy, đun nóng ∆S > 0, nghĩa là sẽ làm tăng sự
chuyển động của các phần tử trong hệ. Trái lại, khi thực hiện quá trình kết tinh, hạ nhiệt
độ, nghĩa là làm giảm mức độ chuyển động hỗn độn của hệ, ∆S < 0.
1.2.2. Định luật Nernst ( hay nguyên lý III nhiệt động lực học)
1.2.2.1. Khái quát chung
Khi một trạng thái hoàn toàn trật tự thì entropi đạt được giá trị cực tiểu. Đây là
trạng thái của một tinh thể hoàn hảo ở 0 độ tuyệt đối (0K). Trong tinh thể hoàn hảo, mỗi
nguyên tử, phân tử hay ion chiếm một vị trí xác định trong mạng tinh thể và có một năng
lượng cực tiểu như nhau.
Điều này có nghĩa là tinh thể có một mức độ hỗn độn cực tiểu về vị trí cũng như
về năng lượng các hạt.
Luận điểm này trong nhiệt động lực học còn được gọi là định luật Nernst hay
nguyên lý thứ III của nhiệt động lực học và được phát triển như sau:
Ở nhiệt độ tuyệt đối (0K), mọi đơn chất cũng như mọi hợp chất ở dạng tinh thể
hoàn hảo đều có entropi bằng không (ST = 0 = 0).
Vì entropi của các đơn chất (Cgraphit, Ckim cương, O2) cũng như hợp chất (Co2...) ở 0
K đều bằng 0 nên định luật Nernst cũng có nghĩa là, ở không độ tuyệt đối, biến thiên
entropi ∆ST = 0 trong quá trình biến đổi tinh thể ở dạng tinh thể hoàn hảo đều bằng không,
chẳng hạn:
C + O2 → CO2
;
∆So = 0
1.2.2.2. Biến thiên entropi trong các phản ứng hóa học
Vì entropi là một hàm trạng thái nên người ta sử dụng tính chất này để xác định
biến thiên entropi trong các phản ứng hóa học (giống như việc sử dụng định luật Hess
trong việc xác định hiệu ứng nhiệt phản ứng):
∆S(phản ứng) = ∑S (sản phẩm) - ∑S (chất đầu)
Biến thiên entropi chuẩn S0 (đơn giản là ∆S0) của phản ứng bằng tổng entropi
298
chuẩn của các sản phẩm trừ đi tổng entropi chuẩn của chất phản ứng.
∆S0 = ∑0 - ∑0
(1.15)
pu
sp
cd
Với phản ứng: aA + bB → cC + dD
Ta có: ∆S0 = (cS0 + dS0 ) - (aS0 + bS0 )
pu
C
D
A
B
Bài tập áp dụng: Xác định entropi chuẩn tạo thành của NH4Cl. Cho biết:
S0(N2) = 191,5J/mol.K;
S0(H2) = 130,6J/mol.K
S0(Cl2) = 2237J/mol.K;
S0(NH4Cl) = 94,6J/mol.K
Lời giải: Phản ứng:
1
1
N2 2H2 Cl2 NH4Cl
2
2
∆S0 (NH4Cl) = S0 (NH4Cl) -
S0 (N2 ) 2S0 (H2 ) S0 (Cl2 )
1
2
1
pu
2
= 94,6 - (95,75 + 261,2 + 118,5) = -1380,85J/mol.K
Bài tập áp dụng: Xác định biến thiên entropi ∆S0 của phản ứng sau:
pu
2CH3OH(ℓ) + 3O2(k) →2CO2(k) + 4H2O(k)
Cho biết:
S0(H2O, k) = 188,6J/mol.K;
S0(CO2, k) = 213,6J/mol.K
- 12 -
S0(CH3OH, ℓ) = 126,8J/mol.K; S0(O2, k) = 205,0J/mol.K
Lời giải:
∆S0 = {4S0(H2O, k) +2S0(CO2, k)} - {2S0(CH3OH, ℓ) +3S0(O2, k)}
pu
= (4.188,6 + 2.213,6) - (2.126,8 + 3.205,0) = 313J/mol.K
1.3. Entropi tự do và chiều diễn biến của các phản ứng hóa học
1.3.1. Entropi tự do và chiều diễn biến của các quá trình tự phát
Ta đã biết, trong một hệ cô lập, các quá trình tự phát xảy ra theo chiều tăng của
entropi ∆S > 0.
Các quá trình hóa lý thường xảy ra trong các hệ kín, có sự trao đổi nhiệt và công
với môi trường bên ngoài.
Trong tự nhiên ta cũng còn gặp nhiều quá trình tự phát, chuyển hệ từ trạng thái có
năng lượng cao về trạng thái có năng lượng thấp kèm theo sự giảm entropi (∆Shệ < 0).
Ví dụ thường gặp nhất là các quá trình hình thành các phân tử, các tinh thể từ các
nguyên tử hay các ion riêng rẽ.
Vì vậy, người ta cần kết hợp hiệu ứng năng lượng và hiệu ứng entropi để tìm điều
kiện duy nhất, xác định chiều diễn biến của các quá trình tự phát.
Ở đây, ta xét các quá trình xảy ra tại một nhiệt độ và tại một áp suất không đổi,
được gọi là caá quá trình đẳng nhiệt, đẳng áp.
Đối với một hệ kín ta cần xét tổng biến thiên entropi của hệ và của môi trường
bên ngoài:
∆Stổng = ∆Smtr + ∆Shệ
(1.16)
Vì môi trường bao gồm một không gian lớn nên sự trao đổi nhiệt giữa hệ và môi
trường bên ngoài không ảnh hưởng đến trạng thái cân bằng của môi trường bên ngoàu
và do đó quá trình biến đổi của môi trường bên ngoài luôn luôn được coi là quá trình
thuận nghịch và như vậy, đối với các quá trình đẳng nhiệt đẳng áp, biến thiên entropi
của môi trường bên ngoài đều được tính theo hệ thức:
Hmtr
T
∆Smtr =
(1.17)
Đối với nhiệt trao đổi giữa hệ và môi trường bên ngoài ta luôn có:
∆Smtr = ∆Shệ (một bên thu, một bên phát)
Từ đó ta có thể viết:
Hhe
T
∆Stổng = ∆Shệ + ∆Smtr = ∆Shệ -
(1.18)
Nhân cả hai vế với - T ta có:
-T∆Stổng = ∆Shệ - T∆Shệ
Với T - const, ta có:
∆H - T∆S = H2 - H1 - T (S2- S1) = (H2 - TS2) - (H1 - TS1)
(a)
(b)
Vì S, H đều là các hàm trạng thái nên tổ hợp của chúng (H - TS) cũng là một hàm
trạng thái. Từ đó người ta định nghĩa một hàm trạng thái mới, ký hiệu là G với
G = H - TS được gọi là entannpi tự do, thế đẳng nhiệt đẳng áp, hay năng lượng tự do
Gibbs.
Sở dĩ năng lượng này được gọi là năng lượng tự do vì phần năng lượng này có
thể “liên kết”, chỉ có thể chuyển thành nhiệt.
Với định nghĩa đó, hệ thức (b) có thể viết:
∆H - T∆S = G2 - G1 = ∆G
hay
∆G = ∆H - T∆S
(1.19)
Trong hệ thức này ∆G, ∆H và ∆S đều chỉ liên quan đến hệ cần xét.
So sánh hệ thức này với (a) ta có:
- 13 -
∆Ghệ = - T∆Stổng
Theo nguyên lý II, đối với một quá trình không thuận nghịch hay tự phát:
∆Stổng > 0 hay - T∆Stổng< 0, do đó ∆Ghệ < 0
(1.20)
Đó là điều kiện duy nhất cho quá trình tự phát xảy ra khi áp suất và nhiệt độ không
đổi. Nói cách khác, đối với một quá trình đẳng nhiệt, đẳng áp, chiều diễn biến của quá trình
tự phát là chiều diễn biến mà năng lượng tự do của hệ giảm.
Hhe
Khi ∆G = 0 hay ∆H - T∆S = 0, ta có ∆Ghệ =
nên chưa đạt trạng thái cân
T
bằng. Như vậy, từ những điều trình bày trên đây ta có thể tóm tắt kết quả trong bảng sau
đây:
Điều kiện tự phát cho một quá trình đẳng nhiệt đẳng áp:
∆G
< 0
= 0
> 0
Quá trình diễn biến
Tự phát, diễn biến theo chiều thuận.
Hệ đạt đến trạng thái cân bằng.
Không tự phát, quá trình diễn biến theo chiều nghịch
Bài tập áp dụng: Một cách cụ thể, ta xét quá trình chảy dòng của nước đá tại 3
nhiệt độ khác nhau: t = 10C, 00C và - 10C. Hãy tính ∆G tại 3 nhiệt độ này và cho biết
nhận xét. Biết rằng:
H2O(r) → H2O(ℓ); ∆Hnc = 6007J/mol, ∆S = 21,99J/mol.K
Lời giải: Kết quả tính toán được ghi trong bảng dưới đây:
Nhiệt
độ 0C
1,0
00
-1,0
∆H
∆S
-T∆S
J/mol
-6029
-6029
-6029
∆G
J/mol
-22
0
+22
Độ K
Chảy lỏng
J/mol
6007
6007
6007
J/mol
21,99
21,99
21,99
274,15
273,15
272.15
Tự phát
Cân bằng
Không tự phát
Khi t > 00C, ∆G < 0 quá trình chảy lỏng nước đá diễn ra tự phát;
Khi t = 00C, ∆G = 0 ta có hệ cân bằng: nước đá nước;
Khi t < 00C, ∆G > 0 quá trình chảy lỏng không tự phát; quá trình ngược lại là
quá trình kết tinh nước đá (∆G < 0 ) xảy ra tự phát.
Vì ∆G = ∆H - T∆S nên khi ∆H và ∆S cùng dấu có thể có hai khả năng:
- Hệ chuyển sang trạng thái có năng lượng thấp cùng với sự giảm độ hỗn độn của
hệ;
- Hệ chuyển sang trạng thái có độ hỗn độn cao.
Khi đó, yếu tố thứ 3 là nhiệt độ sẽ quyết định chiều biến thiên của quá trình. Dấu
của ∆G sẽ phụ thuộc vào dấu của ∆H và ∆S. Điều này cũng có thể thấy rõ trong bảng
sau:
∆H
-
+
∆S
+
-
∆G (= ∆H -T∆S)
-
Biến đổi
Tự phát
Không tự phát
Tự phát
Không tự phát
Không tự phát
Tự phát
+
-
-
- Ở T thấp
+ Ở T cao
+ Ở T thấp
+ Ở T cao
+
+
1.3.2. Biến thiên entanpi tự do trong các phản ứng hóa học
1.3.2.1. Entanpi tự do chuẩn của phản ứng
Entanpi tự do tạo thành ∆Gf của một hợp chất là biến thiên entanpi tự do trong
phản ứng tạo thành hợp chất đó từ các đơn chất. Nếu là entanpi tự do chuẩn thì phản
ứng phải tương ứng với trạng thái chuẩn (250C; 1atm) và được ký hiệu là ∆G0 (đơn
f
- 14 -
giản là ∆G0). Cần lưu ý rằng, với định nghĩa trên, ∆G0 của các đơn chấ ở trạng thái
f
chuẩn (giống như ∆H0 ) đều bằng không:
f
Ví dụ:
∆G0 (graphit) = 0;
∆G0 (Cu, r) = 0
f
f
∆G0 (I2, r) = 0;
∆G0 (O2, k) = 0
f
f
Phương pháp thường sử dụng để xác định ∆G0 là dựa vào công thức:
f
∆G0 = ∆H0 - T∆G0
(1.30)
f
f
f
Bằng cách đó người ta xác định ∆G0 của hợp chất và tập hợp lại thành bảng tra
f
cứu
Bài tập áp dụng: Cho phản ứng:
CaCO3(r) → CaO (r) + CO2(k)
Biết ∆H0 của phản ứng là 178,24kJ/mol
298
∆S0 phản ứng bằng 160,60.10-3kJ/mol
298
Hãy tính biến thiên entanpi tự do chuẩn của phản ứng và cho biết chiều của phản
ứng này ở 250C.
Lời giải: Áp dụng biểu thức (4.28) ta có:
∆G0 (pư) = ∆H0 - T∆S0
298
298
298
= 178,24 - 298 x 160,60.10-3
= 130,38kJ/mol
G0 (pư) > 0 nên phản ứng phân huỷ CaCO3 (r) không xảy ra.
298
Cũng như nhiệt phản ứng ∆Hpư diễn biến entanpi tự do của phản ứng bằng tổng
entanpi do tạo thành các sản phẩm trừ đi tổng entanpi tự do tạo thành của các chất phản
ứng (có kèm theo các hệ số).
∆G(phản ứng) = ∑∆G (sản phẩm) - ∑∆G (chất đầu)
(1.31)
Bài tập áp dụng: Xác định ∆G0 của phản ứng sau:
298
2SO2(k) + O2(k) → 2SO3(k)
ở 298 K, ∆G0 (kJ/mol) - 300,07
0
-370,37
298
Lời giải: ∆G0 của phản ứng dễ dàng được tính như sau:
298
∆G0 = 2∆G0 (SO3, k) - 2∆G0 (SO2, k)
298
298
298
= 2 (-370.37) - 2(-300,37) = -140kJ/mol
1.3.2.2. Chu trình nhiệt động học
- 15 -
Vì entanpi tự do là một hàm trạng thái nên cũng như các hàm trạng thái khác, biến
thiên entanpi tự do ∆G chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái cuối.
∆G(quá trình) = ∆G (cuối) - ∆G (đầu)
mà không phụ thuộc vào các trạng thái trung gian. Vì vậy, nếu có hai cách đi từ trạng
thái đầu đến trạng thái cuối thì ta có thể biểu diễn chúng theo sơ đồ sau:
∆G
Trạng thái đầu
Trạng thái cuối
∆G2
∆G1
Trạng thái trung gian
Ta sẽ có: ∆G = ∆G 1
+
∆G 2
Chú ý: Các mũi tên phải cùng xuất phát từ trạng thái đầu và cùng hướng, đi theo
hướng về trạng thái cuối. Trong trường hợp phải đổi hướng của một quá trình thì phải
đổi dấu của ∆G
Bài tập áp dụng: Biết ∆G 0 (CO2) = -394,4kJ/mol;
∆G0 (CO) = -137,2kJ/mol
1
Xác định ∆G0 của phản ứng: CO + O2 CO2
1
2
2
Lời giải:
1
CO + O2 CO2
;
;
∆G0
1
2
1
CO + O2 CO2
∆G0
2
2
∆G0
C + O2
∆G0
CO2
∆G02
0
1
Theo sơ đồ thG . Từ biểu thức này ta dễ dàng
1
2
CO + O2
2
0
1
suy ra giá trị ∆G (CO + O2
2
2
∆G0 = ∆G0 - ∆G0 = -394,4 - (- 137,2) = - 257,2 kJ/mol
2
1
LƯỢNG GIÁ
1. Hãy trình bày nguyên lý thứ nhất của nhiệt động lực học và áp dụng của nó?
2. Hãy trình bày nhiệt hóa học?
3. Hãytrình bàyứng dụng nguyên lý II nhiệt động lực học vào hóa học, chiều diễn
biến của quá trình hóa học?
4. Hãy trình bày Entropi tự do và chiều diễn biến của các phản ứng hóa học?
- 16 -
CHƯƠNG 2
CÂN BẰNG HÓA HỌC
MỤC TIÊU
1. Trình bày được phương trình đẳng nhiệt Van’t Hoff và ý nghĩa phương trình
đẳng nhiệt Van’t Hoff.
2. Trình bày được các dạng hằng số cân bằng KC, Kp, Kx và phương pháp xác
định hằng số cân bằng.
3. Trình bày được các yếu tố ảnh hưởng đến sự chuyển dịch cân bằng.
NỘI DUNG
2.1. Phản ứng thuận nghịch
Đó là phản ứng xảy ra theo hai chiều ngược nhau trong cùng một điều kiện.
Ví dụ: ta xét phản ứng sau:
H2(k) + I2(k) -->2HI
Bên cạnh phản ứng trên, trong hóa học còn tồn tại loại phản ứng chỉ xảy ra theo
một chiều xác định được gọi là phản ứng không thuận nghịch. Ví dụ:
t0
2KClO3(r) MnO 2KCl(r) + 3O2(k)
2
Trong phản ứng thuận nghịch, các chất tham gia phản ứng tác dụng với nhau tạo
thành các sản phẩm phản ứng, đồng thời các sản phẩm cũng tác dụng với nhau tạo thành
các chất dầu. Khi nào lượng các chất phản ứng mất đi theo phản ứng thuận bằng lượng
của chúng được tạo thành theo phản ứng nghịch thì ta nói rằng phản ứng đã đạt tới trạng
thái cân bằng.
Như vậy, ở trạng thái cân bằng hóa học, hàm lượng các chất phản ứng cũng như
hàm lượng các sản phẩm tồn tại không đổi.
Đây là cân bằng động vì phản ứng thuận và phản ứng nghịch vẫn xảy ra nhưng
với tốc độ bằng nhau.
2.2. Phương trình đẳng nhiệt Van’t Hoff. Hằng số cân bằng Kp
Xét phản ứng trong hệ khí lý tưởng:
aA + bB → cC + dD
được thực hiện ở nhiệt độ không đổi.
Từ phương trình phản ứng trên ta thấy khi a mol chất A tác dụng với b mol chất
B sẽ cho c mol chất C và d mol chất D.
Vì entanpi tự do của hệ phụ thuộc vào lượng chất của các cấu tử nên trong quá
trình này biến thiên entanpi tự do của hệ được tính theo hệ thức:
P'c .P'd
C
D
G = G0 + RTln
P'a .P'b
A
B
P' P'
B ,...
P' PD'
, là áp suất riêng phần của từng chất khí tương ứng khi phản ứng
C
,
A
chưa đạt tới trạng thái cân bằng tại nhiệt độ T.
Nếu các chất khí A, B, ... C, D được lấy ở điều kiện chuẩn:
P'
=
P'
=
P'
=
PD' = ... 1atm
A
B
C
G = G0 = cG0 dG0 ... aG0 bG0 ...
G0 là biến thiên thế đẳng áp đẳng nhiệt (entapi tự do) của phản ứng ở điều kiện
C
G
A
B
chuẩn.
- 17 -
Từ đó ta có:
Pc .Pd
C
D
G = G0 + RTln
(2.1)
(2.2)
PAa .Pb
B
Khi phản ứng đạt trạng thái cân bằng thì G = 0, do đó ta có:
Pc .Pd
C
D
G0 = - RTln
PAa .Pb
B
Trong hệ thức trên PA, PB, PC, PD là áp suất riêng phần của các khí A, B, C, D khi
hệ đạt trạng thái cân bằng nên được gọi là áp suất cân bằng.
Đối với một phản ứng cần xét tại một nhiệt độ T xác định, G0 - const.
Do đó, từ hệ thức (2.2) ta có:
Pc .Pd
C
D
= Kp = const
(2.3)
PAa .Pb
B
Kp được gọi là hằng số cân bằng, chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ.
Tại một nhiệt độ xác định, khi một phản ứng xác định đạt trạng thái cân bằng thì
Kp có một giá trị xác định không đổi.
Đó là nội dung của định luật quen thuộc trong hóa học và được gọi là định luật
tác dụng khối lượng hay định luật Guldberg - Waage (1867).
Thay (2.3) vào (2.2) ta có:
G0 = -RTlnKp
Thay (2.4) vào (2.2) ta được:
(2.4)
Pc.Pd
C
D
G = RT ln K ln
(2.5)
p
Pa.Pb
A
B
Hệ thức này được gọi là phương trình đẳng nhiệt Van’t Hoff.
Bài tập áp dụng: Trong phản ứng H2(k) + I2(k) --> 2HI(k) được nêu ở trên, lúc
đầu có 1 mol H2 và 1 mol I2, ở 1000 K chỉ có 0,735 mol H2 tác dụng với 0,735 mol I2
tạo ra 1,47 mol HI. Hãy tính hằng số cân bằng Kp ở điều kiện nói trên.
Lời giải: Ở trạng thái cân bằng ta có 1,47 mol HI, (1 - 0,735) = 0,265 mol H2 và
ni
xi
0,265 mol I2. Tổng lượng chất n = 2mol. Gọi x là phân số mol:
n
i
i
0,265
xH 2
0,1325; xI 2 0,1325;
2
1,47
2
Ta có:
xHI
0,735
Theo định luật Dalton pi = xi.P, vì áp suất chung P = 1 atm nên ta có:
PHI = 0,735.1 = 0,735 atm; pH2= PI2 = 0,1325.1 = 0,1325atm
2
pH2 1
0,735
Từ đó ta có: Kp =
30,7
P .P
0,1325.0,1325
H 2 I 2
Bài tập áp dụng: Hằng số cân bằng của phản ứng: CO2 + H2 -->CO + H2O
ở 8500C bằng 1.
Nồng độ đầu của khí CO2 và H2 là 0,2 và 0,8M. Tìm nồng độ 4 chất ở thời điểm
cân bằng.
Lời giải:
Ban đầu:
Phản ứng:
CO2 + H2 --> CO + H2O
0,2
x
0,8
x
0
x
0
x
- 18 -
Cân bằng:
(0,2-x) (0,8-x)
x
x
x2
0,2 x 0,8 x
Ta có:
Từ đây rút ra: x = 0,16
1
Do đó: [CO] = [H2O] = 0,16M
[CO2] = 0,2 - 0,16 = 0,04M
[H2] = 0,8 - 0,16 = 0,64M
2.3. Các hằng số cân bằng Kp, Kc, Kx
Xét phản ứng: aA + bB -->cC + dD
ta nhận thấy, trong biểu thức của hằng số cân bằng (2.3), thành phần của các chất tham
gia phản ứng ở trạng thái cân bằng được biểu thị qua các áp suất riêng phần Pi của chúng,
vì vậy hằng số cân bằng được ký hiệu là Kp.
Pc.Pd
C
D
Kp
(2.6)
Pa .Pb
A
B
ni
Nồng độ của một chất được biểu thị bằng hệ thức: Ci (mol / L) , trong đó ni là
V
số mol chất của i và V là thể tích chung của hỗn hợp.
ni
Mặt khác ta cũng đã biết, đối với khí lý tưởng: pi RT Ci RT , chẳng hạn, đối
V
với chất A: PA = CA.RT đối với các chất khác ta cũng có các hệ thức tương ứng. Thay
các giá trị này vào (2.6) ta có:
Pc.Pd CCc .CDd (RT)c.(RT)d
C
D
Kp
.
(2.7)
Pa.Pb CAa .CBb (RT)a.(RT)b
A
B
Nếu thành phần của các chất tham gia phản ứng được biểu thị bằng nồng độ C
thì hằng số trên được ký hiệu là KC.
c
d
CCc .CDd
C
D
Kc
.
(2.8)
a
b
CAa .CBb
A
B
Như vậy hệ thức (2.7) có thể viết:
Kp = KC.(RT)(c+d)-(a+b)
Kp= KC(RT)∆n
hay
(2.9)
với ∆n = (c+d)-(a + b). Đó là hệ thức liên hệ giữa Kp và KC
Ta cần lưu ý rằng, vì ở đây P thường tính ra atm, V tính ra lít nên:
PV0 1.22,4
0
R
0,082L.atm / mol.K
T0
273,15
Bài tập áp dụng: Cho cân bằng:
COCl2(k) --> Co (k) + Cl2(k)
ở 5500C, P = 1 atm có độ phân huỷ của COCL2 là = 77%. Tính Kp và Kc ?
Lời giải:
COCl2(k) --> Co (k) + Cl2(k)
Ban đầu:
Phản ứng:
Cân bằng:
1
1-
0
0
Tổng số mol ở trạng thái cân bằng là: 1 +
1
1
pCO pCl2 P
; pCOCl2 P
1
P .P
2
CO Cl2
Kp
P.
ta có
P
12
COCl2
- 19 -
Thay số vào ta thu được:
0,77
2
KP 1
1,456
1(0,77)2
1
22,4
273
KC KP (RT)1 1,456
.823 0,0215
Trong quá trình tính toán thường thành phần các chất trong hỗn hợp còn được
ni
biểu diễn qua phân số mol xi của chúng xi
nên ta sẽ tìm mối liên hệ giữa
n
i
Kp và Kx.
Theo định luật Dalton: pi = xiP, trong đó P là áp suất chung của hỗn hợp khí.
Thay PA = xAP; pB = xBP; pC = xCP ... vào hệ thức của Kp ta được:
Pc.Pd xCc .xDd pc.pd
C
D
Kp
.
(2.10)
Pa.Pb xAa .xBb pa.pb
A
B
Khi thành phần của các chất được biểu thị bằng phân số xi thì hằng số cân bằng
nói trên được ký hiệu là Kx.
xCc .xDd
Kp
(2.11)
(2.12)
xAa .xBb
Như vậy hệ thức (2.10) có thể viết:
Kp KxP(cb)(ab)hayKp Kx.Pn
với ∆n = (c+d) - (a+b). Đó là hệ thức liên hệ giữa Kp và Kx
Từ (2.9) và (2.12) ta thấy rằng khi ∆n = 0, nghĩa là nếu tổng các hệ số tỷ lượng
ứng với ccs chất khí tham gia và hình thành ở hai vế của phương trình phản ứng bằng
nhau: (a + b) = (c + d) thì KP = KC = Kx
Từ (2.12) ta thấy rằng nếu áp suất chung P của hỗn hợp khí bằng đơn vị (P =
1atm) thì Kp = Kx.
Vì Kp chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ nên KC cũng chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ.
Từ hệ thức (2.12) cho thấy, ngoài nhiệt độ T, Kx còn phụ thuộc vào áp suất chung
P khi ∆n ≠ 0.
Bài tập áp dụng: HI đun nóng phân huỷ thành H2 và I2. Tại một nhiệt độ xác
định có K = 1/64. Hỏi có bao nhiêu % HI phân huỷ ở nhiệt độ này?
Lời giải:
2HI --> H2 + I2
Ban đầu:
Phản ứng:
Cân bằng:
2a
2x x
2(a-x)
0 0
x
x
x
x2
1
ta có:
x 0,2a
64
2
2 a x
Lúc đầu nồng độ HI là 2a (mol/lít), khi đạt cân bằng có 2x - 0,4a mol phân huỷ.
Vậy HI bị phân huỷ là 20%.
Bài tập áp dụng: Cho phản ứng:
H2 (k) I2 (k)
)
ở T = 1000K và P = 1 atm có Kp = 30,7. Hãy tính KC và Kx ?
Lời giải:
- 20 -
Tải về để xem bản đầy đủ
121 trang
05/05/2022
5320
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Giáo trình Hóa đại cương vô cơ", để tải tài liệu gốc về máy hãy click vào nút Download ở trên
File đính kèm:
- giao_trinh_hoa_dai_cuong_vo_co.pdf
