Bài giảng Hóa đại cương - Phần II: Các quy luật diễn ra của các quá trình hóa học

c. Trạng thái và quá trình Trạng thái Quá trình Các thông số trạng tháiQuá trình Quá trình bất thuận nghịch: Tất cả các quá trình tự diễn ra trong tự nhiên đều là bất thuận nghịch. Quá trình thuận nghịch 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 số khuyếch độ (dung độ) (có tính cộng): là các thông số phụ thuộc vào lượng chất: V, m, năng lượng. • Thông số cường 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 d. Các hàm nhiệt động  Hàm nhiệt động là các hàm số đặc trưng cho các trạng thái và quá trình nhiệt động.  Phân loại hàm nhiệt động Hàm trạng thái: chỉ phụ thuộc vào các thông số trạng thái của hệ chứ không phụ thuộc vào cách biến đổi hệ: P, V, T, U. Hàm quá trình: phụ thuộc cách biến đổi của hệ: A, Q.

pdf53 trang | Chia sẻ: thanhle95 | Lượt xem: 350 | Lượt tải: 0download
Bạn đang xem trước 20 trang tài liệu Bài giảng Hóa đại cương - Phần II: Các quy luật diễn ra của các quá trình hóa học, để xem tài liệu hoàn chỉnh bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên
HÓA ĐẠI CƯƠNG PHẦN I. CẤU TẠO CHẤT PHẦN II. CÁC QUY LUẬT DIỄN RA CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC PHẦN II CÁC QUY LUẬT DIỄN RA CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC CHƯƠNG I. NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC CHƯƠNG II. ĐỘNG HÓA HỌC CHƯƠNG III. DUNG DỊCH CHƯƠNG IV. ĐIỆN HÓA HỌC CHƯƠNG I. NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC I. CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN II. NGUYÊN LÝ I CỦA NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC VÀ HIỆU ỨNG NHIỆT III. NGUYÊN LÝ II CỦA NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC VÀ CHIỀU DIỄN RA CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC IV. CÂN BẰNG HÓA HỌC I. CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 1. Khái niệm về nhiệt động lực học và nhiệt động hóa học 2. Một số khái niệm cần thiết 1. Khái niệm về nhiệt động lực học và nhiệt động hóa học a. Nhiệt động lực học b. Nhiệt động hóa học  Xác định năng lượng liên kết  Dự đoán chiều hướng diễn ra của quá trình hóa học  Hiệu suất của phản ứng 2. Một số khái niệm cần thiết a. Hệ hóa học b. Pha c. Trạng thái và quá trình d. Các hàm nhiệt động a. Hệ hóa học  Hệ + Môi trường xung quanh = Vũ trụ  Phân loại hệ: Hệ dị thể Hệ động thể Hệ đoạn nhiệt:Q = 0. Hệ đẳng nhiệt: T = 0. Hệ đẳng áp : P = 0. Hệ đẳng tích :V = 0. b. 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: hệ đồng thể  Hệ nhiều pha: hệ dị thể c. Trạng thái và quá trình Trạng thái Quá trình Các thông số trạng thái Quá trình Quá trình bất thuận nghịch: Tất cả các quá trình tự diễn ra trong tự nhiên đều là bất thuận nghịch. Quá trình thuận nghịch  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 số khuyếch độ (dung độ) (có tính cộng): là các thông số phụ thuộc vào lượng chất: V, m, năng lượng... • Thông số cường 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 d. Các hàm nhiệt động  Hàm nhiệt động là các hàm số đặc trưng cho các trạng thái và quá trình nhiệt động.  Phân loại hàm nhiệt động Hàm trạng thái: chỉ phụ thuộc vào các thông số trạng thái của hệ chứ không phụ thuộc vào cách biến đổi hệ: P, V, T, U... Hàm quá trình: phụ thuộc cách biến đổi của hệ: A, Q... II. NGUYÊN LÝ I CỦA NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC VÀ HIỆU ỨNG NHIỆT 1. Nguyên lý I của nhiệt động lực học và các đại lượng nhiệt động 2. Hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học và phương trình nhiệt hóa học 3. Định luật Hess và các hệ quả 4. Tính hiệu ứng nhiệt và năng lượng liên kết 1. Nguyên lý I và các đại lượng nhiệt động a. Nguyên lý I của nhiệt động lực học b. Các đại lượng nhiệt động  Nội năng U  Entanpi H  Nhiệt dung C 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 Entanpi H Q = U + p V Trong quá trình đẳng áp: p = const U = U2 – U1 V = V2 – V1 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  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  dT dQ C p p  dT dQ C VV  Qp = H QV = U Đối với các khí lý tưởng: Cp – CV = R dT Hd Cp   dT Ud CV   2. Hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học và phương trình nhiệt hóa a. Hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học b. Phương trình nhiệt hóa c. Nhiệt tạo thành và nhiệt đốt cháy d. Sự phụ thuộc của hiệu ứng nhiệt vào nhiệt độ a. Hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học  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 n = 0 H = U n  0 H  U pV = nRT b. Phương trình nhiệt hóa học  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 tự xảy ra Hiệu ứng nhiệt tiêu chuẩn: Lượng chất: 1 mol Áp suất: 1 atm Ký hiệu (Nhiệt độ: 250C = 298K)  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 0 298H 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 0 298H 0 298H 0 298H 0 298H Chú ý: hiệu ứng nhiệt tỷ lệ với lượng chất phản ứng và sản phẩm H2(k) + Cl2(k) = 2HCl(k) = - 185,6kJ/mol c. Nhiệt tạo thành và nhiệt đốt cháy  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 đốt cháy: hiệu ứng nhiệt của phản ứng: 1mol HCHC + O2(k) → CO2(k) + H2O(l) + Ký hiệu nhiệt đốt cháy tiêu chuẩn  Nhiệt tạo thành và nhiệt đốt cháy của các chất là đại lượng tra bảng 0 .298 dcH 0 .298 ttH 0 .298 ttH d. Sự phụ thuộc của hiệu ứng nhiệt vào nhiệt độ • pt Kirchhoff dTCHH T T p 2 1 21  1221 TTCHH p  3. Định luật Hess và các hệ quả a. 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. 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)] → 1H 2H 3H 4H )3( 2134 HHHH  b. Hệ quả  Hệ quả 1  Hệ quả 2  Hệ quả 3 (định luật Laviosier La Plase) Ht + Hn = 0 → Ht = - Hn   ttcdttsppu HHH    dcspdccdpu HHH 4. Tính hiệu ứng nhiệt và năng lượng liênkết a. Tính hiệu ứng nhiệt  Ở 25oC  Áp dụng định luật Hess  Áp dụng các hệ quả  Ở T  25oC: áp dụng phương trình Kirchhoff b. Tính năng lượng liên kết 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 • (1) – (2): C(gr) + ½ O2(k) = CO(k) = -393.5 + 283.0 = -110.5 kJ/mol 0 298H 0 298H 0 298H Ví dụ 2: Áp dụng các hệ quả Phản ứng: CaCO3(r ) = CaO(r) + CO2(k) (kJ/mol): -1206.9 -635.5 -393.5 kJ/mol = (-635.5 – 393.5) – (-1206.9) = + 177.9 kJ/mol tt H 0298 0 298 puH Ví dụ 3: Tính H ở điều kiện khác chuẩn: Áp dụng pt Kirchhoff CO(k) + 1/2O2(k) = CO2(k) biết = -283.0 kJ Cp(cal/mol.K) 6.97 7.05 8.96 Giải: = 8.96 – (6.97 + 7.05:2) = -1.535 cal/K = - 6.42 J/K = + (398 – 298) = - 283.642 kJ 0 298ttH ?398 H pC 0 398H 0 298H pC b. Tính năng lượng liên kết. Ví dụ: 2H(k) + O(k) = H2O(k),  H 0 = -924.2kJ → kJE OH 1.462 2 2.924  III. NGUYÊN LÝ II VÀ CHIỀU DIỄN RA CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC 1. Đại lượng entropi 2. Thế đẳng áp - đẳng nhiệt và chiều diễn ra của phản ứng hóa học 3. Sự thay đổi thế đẳng áp và điều kiện diễn ra của các quá trình hóa học 1. Đại lượng entropi a. Mức độ hỗn loạn và chiều hướng diễn ra của các quá trình hóa học b. Entropi và xác suất nhiệt động học c. Mối liên hệ giữa biến thiên entropi và hiệu ứng nhiệt của quá trình d. Tính sự biến đổi entropi của các quá trình 1. Đại lượng entropi • Quá trình khuyếch tán của các khí: tự diễn ra, H = 0 • Quá trình nóng chảy, bay hơi: tự diễn ra, H > 0 Nguyên lý I: quá trình tự diễn ra khi H < 0. Tuy nhiên: a. Mức độ hỗn loạn và chiều hướng diễn ra của các quá trình hóa học Qúa trình tự diễn ra có H = 0 hay H > 0: mức độ hỗn loạn của hệ tăng A B A + B A + B  N2O4 ⇌ 2NO2 H > 0  H = 0 S = S2 – S1 ≈ Rln mức độ hỗn loạn 2 mức độ hỗn loạn 1 Trong hệ cô lập, quá trình tự diễn ra thì S > 0  Entropi là thước đo độ hỗn loạn của hệ b. Entropy và xác suất nhiệt động học: • Xác suất nhiệt động học của một hệ là số cách sắp xếp của các phân tử trong hệ. •  Entropi là thước đo xác suất của trạng thái của hệ • Biểu thức Boltzmann:  Định luật Nernst (nguyên lý III): Entropi của các nguyên chất dưới dạng tinh thể hoàn hảo ở nhiệt độ không tuyệt đối bằng không. → có thể xác định được entropi tuyệt đối của các chất ở bất kỳ nhiệt độ nào. W N R WKS lnln  c. Mối liên hệ giữa biến thiên entropi và hiệu ứng nhiệt của quá trình  Trong quá trình mà hệ thực hiện lượng nhiệt mà hệ phát ra hay thu vào được dùng để thay đổi entropi của hệ:  Đơn vị đo: J/mol.K  Trong hệ cô lập: Q = 0 nên S ≥ 0  Entropi tiêu chuẩn: Lượng chất: 1 mol Nhiệt độ: 250C Ký hiệu S Áp suất: 1atm  2 1 T T T dQ S 0 298 d. Tính sự biến đổi entropi trong các quá trình Qúa trình hóa học Quá trình vật lý Quá trình đẳng nhiệt • Quá trình chuyển pha đẳng nhiệt thuận nghịch • Quá trình dãn nở đẳng nhiệt Quá trình không đẳng nhiệt • Quá trình đẳng áp • Quá trình đẳng tích   )()()( cdTspTpuT SSS T Q S  1 2 1 2 lnln p p R V V RS  1 2ln T T CS p 1 2ln T T CS V Ví dụ C(gr) + CO2(k) = 2CO(k) Tính: 5.74 213.68 197.54 (J/mol.K) 33.44 291.76 248.71 (J/mol.K) 1500 0 298 , SS  0 298S 0 1500S KJ COSCSCOSS /66.175 ]68.21374.5[54.1972 )]()([)(2 2 0 298 0 298 0 298 0 298    KJ COSCSCOSS /22.172 ]76.29144.33[71.2482 )]()([)(2 21500150015001500    • Qtrình chuyển pha đẳng nhiệt thuận nghịch    constT T T T dQ S 2 1 T Q S  Ví dụ: )2 22,6008 )(2 lh JQ r OHOH    ở T = 273.15K, p = 101.325kPa )/(22 )(15,273 )/(22,60080 molKJ K molJ T H S nc    • Quá trình dãn nở đẳng nhiệt • Ví dụ: Tính S khi trộn lẫn nA mol khí A với nB mol khí B trong điều kiện T, p = const • Giải: Tổng thể tích hai khí: V = VA + VB 1 2 12 ln W W RSSS   1 2 1 2 lnln p p R V V RS  BBAA B B A ABA xRnxRn V V Rn V V RnSSS lnlnlnln  Vì: nA= xA..n và nB= xB.n, với n = nA + nB, nên: S = -nR(xAlnxA +xBlnxB ) •Quá trình đẳng áp dTCdHQ pp      )( 2 1 2 1 2 1 ln TfC T T p T T p T T pTdC T dT C T dQ S 1 2ln T T CS p Ví dụ molKJOHS /89,69)( 2 0 298  molKJOHCp /24,75)( 2  ?)( 2 0 273 OHS KmolJSSS KmolJCSSS p ./3.6359.689.69 )./(59.6 273 298 ln 0 298273 0 298 0 273 0 273 0 298 0 298273     2. Thế đẳng áp – đẳng nhiệt và chiều diễn ra của phản ứng hóa học a. Tác động của các yếu tố entanpi và entropi lên chiều hướng diễn ra của các quá trình hóa học b. Thể đẳng áp – đẳng nhiệt 3. Sự thay đổi thế đẳng áp và điều kiện diễn ra của các quá trình hóa học a. Điều kiện diễn ra của các quá trình hóa học b. Tác dụng của các yếu tố entanpi và entropi đến chiều hướng diễn ra của các quá trình hoá học c. Xác định G của các quá trình hóa học a. Tác động của các yếu tố entanpi và entropi lên chiều diễn ra của các qt HH Có 2 ytố tác động lên chiều diễn ra các qt: H, S • Trong đk bình thường qt tự diễn ra khi H < 0 • Trong hệ cô lập, quá trình tự diễn ra khi S > 0. Chúng tđộng đồng thời lên hệ, nhưng ngược nhau. • H < 0: nguyên tử  phân tử  n  độ hỗn loạn  S < 0 • S > 0 khi hệ +E để phá vỡ các lk  H > 0  Chiều hướng của qt sẽ được qđịnh bởi yếu tố nào chiếm ưu thế hơn. b. Thể đẳng áp – đẳng nhiệt • Nglý I: Q = U +A A = pV + A’ • Nglý II, T = const: • Đặt: G = H – TS G = H - TS • khi quá trình là thuận nghịch: A’max = - G T Q S         1122 111222 ' ' ' UU TSHTSH TSPVTSPV STVPUA AVPUST     Ghay GGGA   ' 12 ' A Thế đẳng áp tiêu chuẩn: Lượng chất: 1 mol Áp suất: 1 atm Ký hiệu Các chất ở dạng định hình bền Đơn vị đo: kJ/mol 0 298G a. Điều kiện diễn ra của các qt hóa học A’max = -G • Qt sinh A’ (A’ > 0) khi xảy ra là qt tự xảy ra • Qt phải tiêu tốn A’ (A’ < 0) mới xảy ra được là qt không tự xảy ra  Chiều diễn ra của quá trình thuận nghịch: • G < 0: qt tự xảy ra; pư xảy ra theo chiều thuận • G > 0: qt không tự xảy ra; pư xảy ra theo chiều nghịch • G = 0: quá trình đạt trạng thái cân bằng b. Tdụng của các yếu tố entanpi và entropi đến chiều hướng diễn ra của các qt hóa học H S G Khả năng phản ứng - + - Tự xảy ra ở mọi T + - + Không tự xảy ra ở mọi T - - +/- Tự xảy ra ở T thấp + + +/- Tự xảy ra ở T cao Khi T, p = const phản ứng sẽ tự xảy ra khi: 0 STHG c. Xác định G của các quá trình hóa học • Theo định luật Hess: • Theo phương trình: G = H - TS • Theo hằng số cân bằng: • Theo sức điện động của nguyên tố Ganvanic:   )()( cdTspTT GGG pKRTG ln nFEG  Ví dụ CaCO3(r) = CaO(r) + CO2(k) ? -1205.93 -634.94 -392.92 92.63 39.71 213.31 -1129 -604 -394.38 0 1500 0 298 , GG  )/(0298 molkJH tt )./(0298 KmolJS )/(0298 molkJG 130.62kJ (-1129) - (-394.38)] [-604 )()]()([ 3 0 2982 0 298 0 298 0 298   CaCOGCOGCaOGG 178070J 178.07kJ (-1205.93) -(-392.92)] [-634.94 )(H)](H)(H[ H 3 0 2982 0 298 0 298 0 298    CaCOCOCaO 60.39J/K1 92.63 -213.31] [39.71 )()]()([S S 3 0 2982 0 298 0 298 0 298   CaCOSCOSCaO 130273.78J 39.160298178070 298H G 0298 0 298 0 298   S 62.52kJ- J 62515- 160.39 1500 -178070 15001500H G 0298 0 298150015001500    SHS