Tóm tắt lý thuyết hóa đai cương 2

Nguồn sưu tầm: Đại học Bách Khoa TPHCM Nghiêm cấm hình thức chuyển đổi thành tài liệu thu lợi nhuận,ký tên đóng dấu mà khơng ghi rõ nguồn gốc HÓA ĐẠI CƯƠNG – GV Nguyễn thị Bạch Tuyết NHIỆT ĐỘNG HĨA HỌC Nhiệt động hóa học – môn khoa học nghiên cứu quy luật chuyển biến tương hỗ hóa dạng lượng khác q trình hóa học Giá trị sức mạnh nhiệt động hóa học chỗ khơng cần phải làm thí nghiệm – thường tốn tiền - hồn tồn dựa vào nhiệt động hóa học xác định hiệu ứng lượng q trình hóa học mà tính tốn trả lời vấn đề sau đây: Hiệu ứng nhiệt phản ứng hóa học (chương: Nhiệt hóa học) Dự đốn mức độ tự diễn q trình hóa học ( chương: Mức độ chiều hướng diễn trình hóa học) Điều kiện cân yếu tố bên ảnh hưởng đến cân Xác định hiệu suất phản ứng (chương: Cân hóa học) CHƯƠNG IV : NHIỆT HÓA HỌC I.CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN Một số khái niệm cần thiết a Hệ hóa học:là phần vật chất vĩ mô (gồm số lớn tiểu phân )được giới hạn để nghiên cứu, phần lại giới xung quanh hệ gọi môi trường Ví dụ : Hệ (1 lít dd NaCl 1M bình chứa) + Mơi trường ( khơng khí xung quanh) Hệ tương tác với bên qua ranh giới Tương tác bao gồm việc trao đổi lượng (dưới dạng nhiệt công ) Người ta phân biệt:  Hệ hở: hệ trao đổi chất lượng với mơi trường  Hệ kín: hệ khơng có trao đổi chất mà có trao đổi lượng với mơi trường thể tích thay đổi  Hệ cô lập: hệ không trao đổi chất lượng với môi trường Thể tích phải không đổi, biến thiên thể tích gắn liền với việc sản công chống áp suất (trừ trường hợp áp suất không )  Hệ đoạn nhiệt:là hệ khơng trao đổi chất nhiệt, song trao đổi cơng với mơi trường  Hệ đồng thể: hệ mà thuộc tính không đổi thay đổi liên tục từ điểm qua điểm kia, hoàn toàn bề mặt phân chia hệ Bề mặt phân chia bề mặt vật lý mà qua có thay đổi đột biến thuộc tính vó mô hệ HÓA ĐẠI CƯƠNG – GV Nguyễn thị Bạch Tuyết  Hệ đồng nhất:là hệ có thành phần có thuộc tính khắp điểm hệ.Nếu hệ khơng hệ không đồng Hệ đồng bắt buộc phải đồng thể Nhưng hệ đồng thể không tất yếu hệ đồng Ví dụ- khí hệ đồng thể, bề mặt phân chia, thuộc tính nónhư áp suất , tỉ khối v.v thay đổi dần theo độ cao, nên hệ không đồng  Hệ dị thể: hệ có bề mặt phân chia Ví dụ- hệ hợp nước lỏng nước đá hệ dị thể Bề mặt phân chia nước lỏng nước đá bề mặt vật lý biểu thị đứt đoạn thuộc tính nước : qua nó, tỉ khối nước thay đổi đột biến ( tỉ khối nước lỏng xấp xỉ 1, tỉ khối nước đá xấp xỉ 0,9)  Khái niệm pha: Tập hợp phần đồng thể giống hệ họp thành pha Hệ đồng thể hệ pha Hệ dị thể hệ có từ hai pha trở lên Ví dụ- hỗn hợp chất khí luôn hệ đồng thể Ví dụ- hệ nước lỏng – nước đá hệ dị thể có hai pha Hệ cân bằng: hệ có nhiệt độ, áp suất, thành phần giống điểm hệ khơng thay đổi theo thời gian b.Trạng thái hệ thông số trạng thái, hàm trạng thái *Trạng thái hệ xác định tập hợp thông số trạng thái biểu diễn tính chất lý hoá hệ : nhiệt độ, áp suất , thể tích, lượng Các thông số trạng thái liên hệ với phương trình trạng thái Các thông số trạng thái chia làm hai loại: * Thông số dung độ: thông số tỷ lệ với lượng chất như: thể tích, khối lượng, lượng, … có tính chất cộng *Thông số cường độ: thông số khơng phụ thuộc vào lượng chất như: nhiệt độ, áp suất, nồng độ, khối lượng riêng…Các thông số khơng có tính chất cộng *Trạng thái cân bằng: Một hệ trạng thái cân nhiệt động giá trị thông số trạng thái điểm hệ phải khơng thay đổi theo thời gian HĨA ĐẠI CƯƠNG – GV Nguyễn thị Bạch Tuyết Hàm trạng thái- hàm số thông số trạng thái, đặc trưng cho trạng thái hệ Các thông số trạng thái hàm trạng thái đồng thời biến số trạng thái Chẳng hạn khí lý tưởng: nRT  f (T ,V ) V nRT V  f (T , P) P P P : hàm trạng thái ; T, V : biến số trạng thái V : hàm trạng thái ; T,P : biến số trạng thái Trong nhiệt động hóa học, sau ta thường nói đến hàm trạng thái khác : nội U, entanpi H, entropi S, đẳng nhiệt đẳng áp G Đặc điểm hàm trạng thái :  Các hàm trạng thái có giá trị phụ thuộc vào trạng thái hệ  Trong trình biến đổi trạng thái bất kỳ, biến thiên hàm trạng thái phụ thuộc vào trạng thái đầu cuối mà không phụ thuộc vào cách tiến hành biến đổi trạng thái nghĩa không phụ thuộc trạng thái trung gian ( tức không phụ thuộc vào đường ) Ví dụ : Xét biến đổi độ cao cho hai cách tiến thành khác : Độ cao so với mực nước biển hB hA     ∆h Khi thực trình biến đổi từ A đến B theo hai đường độ biến đổi độ cao so với mực nước biển nhau: ∆h = hB - hA TRẠNG THÁI CHUẨN ( ) Áp suất chuẩn atm Nhiệt độ chọn nhiệt độ bất kỳ, thường lấy 250C ( nhiệt độ chuẩn) Chất phải trạng thái tập hợp bền thông thường điều kiện cho Đối với chất lỏng chất rắn phải dạng nguyên chất, bền thường gặp atm nhiệt độ T cho HÓA ĐẠI CƯƠNG – GV Nguyễn thị Bạch Tuyết Ví dụ : atm, 250C cacbon dạng tinh thể bền graphit (than chì) khơng phải kim cương ; lưu huỳnh dạng bền tà phương đơn tà  Đối với chất khí, nhiệt độ T trạng thái chuẩn trạng thái giả định khí nguyên chất, bền thường gặp (ví dụ oxy O2 , khơng phải ozon O3 ) xem khí lý tưởng có áp suất riêng phần P=1atm  Dung dịch nồng độ mol/l c Quá trình: đường mà hệ chuyển từ trạng thái sang trạng thái khác ( có biến đổi thơng số trạng thái) *Q trình thuận nghịch: q trình xảy theo chiều ngược tương đối chậm, cho thời điểm người ta biết trạng thái hệ Quá trình thuận trình nghịch theo đường hệ khơng gây biến đổi mơi trường xung quanh *Q trình bất thuận nghịch: q trình khơng tn theo điều kiện Tất trình tự diễn tự nhiên bất thuận nghịch  Quá trình đẳng áp: p = const  Quá trình đẳng tích: V = const  Q trình đẳng nhiệt: T = const  Quá trình đoạn nhiệt : Q = const Hệ khơng trao đổi nhiệt song trao đổi công với môi trường xung quanh d Nhiệt công Nhiệt (Q) – thước đo chuyển động nhiệt hỗn loạn tiểu phân Công (A) – thước đo chuyển động có trật tự có hướng tiểu phân trường lực Nhiệt cơng hai hình thức trao đổi lượng hệ với môi trường Nhiệt công xuất trình biến đổi trạng thái hệ nên hàm q trình phụ thuộc vào cách thức trình biến đổi QUI ƯỚC VỀ DẤU CỦA NHIỆT VÀ CÔNG ( theo nhiệt động học) CƠNG – hệ sinh cơng → cơng có dấu + ( A > ) hệ nhận công → cơng có dấu – (A < 0) NHIỆT – hệ thu nhiệt → nhiệt có dấu dương (Q > 0) HÓA ĐẠI CƯƠNG – GV Nguyễn thị Bạch Tuyết hệ phát nhiệt → nhiệt có dấu âm (Q < 0) CƠNG – tổng qt cơng A mà hệ thực trình hệ chuyển từ trạng thái sang trạng thái để chống lại lực bên tác dụng lên hệ áp suất, điện trường, từ trường, sức căng bề mặt … Trong q trình hóa học, hệ trao đổi cơng với mơi trường ngồi có biến thiên thể tích , cơng dãn nở ( cơng học ) Cơng dãn nở tích lực tác dụng F mơi trường ngồi với qng đường dịch chuyển  Khi thực q trình hóa học điều kiện đẳng áp, công dãn nở xác định sau: ng ng A  F.  P S.  P V Png Png S ℓ↨ Pk Đẳng áp Đối với phản ứng hóa học, thực tế cơng dãn nở cần xét có thay đổi thể tích chất khí tham gia phản ứng Đối với phản ứng môi trường lỏng hay chất rắn tham gia phản ứng biến thiên thể tích q nhỏ nên cơng dãn nở coi không Ở điều kiện phản ứng đẳng áp, đẳng nhiệt: Png = Pk Vì khí xem khí lý tưởng, nên ta có : Pk.V = nRT hay Pk.∆V= ∆n.RT Trong ∆n biến thiên số mol khí phản ứng ∆n = tổng số mol khí sản phẩm - tổng số mol khí chất đầu Cơng dãn nở : A = Png.∆V =Pk.∆V= ∆n.RT Ví dụ - Cho phản ứng điều kiện đẳng áp đẳng nhiệt 273K : H2O (k) + C (gr) = H2(k) + CO(k) HÓA ĐẠI CƯƠNG – GV Nguyễn thị Bạch Tuyết Dựa vào phản ứng ta có : ∆n = 2-1=1 (mol) Công dãn nở cho phản ứng : A= (1).(8,314).(273) = 22,7.102 J > hệ sinh công Ghi : Các đơn vị lượng chuyển đổi: 1cal = 4,1840 J = 0,0413 l.atm = 41,3 cm3.atm 1J = 0,239 cal = 9,869 cm3.atm = 9,869 10-3 l.atm l.atm = 101,33 J = 24,2 cal NHIỆT ĐỘ- tính tốn nhiệt động thường sử dụng nhiệt độ Kenvin (K) T(K) = t(0C) + 273,15 II.CÁC ĐẠI LƯỢNG NHIỆT ĐỘNG VÀ HIỆU ỨNG NHIỆT Các đại lượng nhiệt động Nội U:là lượng sẵn có, ẩn dấu bên hệ, bao gồm:  Năng lượng tất dạng chuyển động tịnh tiến, chuyển động quay, chuyển động dao động phân tử, nguyên tử, hạt nhân, electron hệ  Năng lượng tương tác đẩy phân tử, nguyên tử, hạt nhân, electron  Năng lượng bên hạt nhân Nói cách khác, nội năng lượng toàn phần hệ trừ động toàn hệ Đơn vị đo nội : kJ/mol ; kcal/mol cal = 4,184J  Nội hệ nói chung phụ thuộc vào chất, lượng chất, nhiệt độ, áp suất, thể tích thành phần Nhưng hệ gồm n mol khí lý tưởng, nội khí lý tưởng phụ thuộc vào nhiệt độ áp suất thể tích khơng ảnh hưởng lên hạt  Người ta xác định trị tuyệt đối nội với hệ đơn giản (vì khơng thể đưa hệ nhiệt độ tuyệt đối) Tuy nhiên nhiệt động học người ta không cần xét giá trị tuyệt đối nội mà cần xác định biến thiên ∆U nội trình biến đổi trạng thái  Khi chuyển từ trạng thái có nội U1 sang trạng thái có nội U2 dựa vào lượng phát hay thu vào hệ người ta suy cách xác độ biến thiên nội U hệ :  U = U2 – U1 HÓA ĐẠI CƯƠNG – GV Nguyễn thị Bạch Tuyết Khi truyền nhiệt lượng Q cho hệ, trường hợp chung, lượng nhiệt dùng để làm tăng nội hệ thực công A chống lại lực bên tác dụng lên hệ Q =  U + A (đl bảo toàn lượng) Trong q trình hóa học cơng A thường công dãn nở : Công dãn nở A = P  V → Q =  U + P  V Nếu q trình đẳng tích:  V = (công dãn nở A = 0) → QV = U → Trong q trình đẳng tích, hệ khơng thực cơng khác ngồi cơng dãn nở nhiệt lượng QV cung cấp cho hệ làm thay đổi nội U hệ Tuy nhiên phản ứng hóa học thường thực áp suất khơng đổi khí atm Entanpi H Trong trường hợp áp suất không đổi ta có: Qp = U +PV mà U = U2 – U1 V = V2 – V1 Nên : Qp = (U2 – U1) + P(V2 – V1) = (U2 – PV2) – (U1 + PV1) đặt : H = U + PV H gọi entanpi thông số trạng thái hệ H bao gồm U khả sinh công tiềm ẩn hệ Vậy H dự trữ lượng toàn phần hệ Vậy: Qp = H2 – H1 = H → Trong q trình đẳng áp, hệ khơng thực cơng khác ngồi cơng dãn nở nhiệt lượng Qp cung cấp cho hệ làm thay đổi entanpi hệ Đơn vị đo entanpi : kJ/mol hay kcal/mol Hiệu ứng nhiệt q trình hóa học phương trình nhiệt hóa học a Hiệu ứng nhiệt q trình hóa học Hiệu ứng nhiệt: lượng nhiệt mà hệ thu vào hay phát q trình hóa học dùng để thay đổi nội (đẳng tích) entanpi (đẳng áp) hệ  Các phản ứng hóa học xảy điều kiện đẳng tích, hiệu ứng nhiệt phản ứng hóa học độ thay đổi nội : Qv =  Uv  Thơng thường phản ứng hóa học xảy điều kiện đẳng áp nên hiệu ứng nhiệt phản ứng hóa học độ thay đổi entanpi : Qp =  Hp Quan hệ  H  U trình đẳng áp: Qp =  Hp =  Up +P  V HÓA ĐẠI CƯƠNG – GV Nguyễn thị Bạch Tuyết  Trong phản ứng có chất lỏng chất rắn tham gia:  V  Nếu phản ứng thực áp suất tương đối bé áp suất khí P  V  nên  H   U  Trong phản ứng có chất phản ứng hay sản phẩm chất khí,  H  U khác Đối với khí lý tưởng: PV = nRT Nên : P  V =  n RT Khi  n =  H =  U Khi  n   H =  U +  nRT Quan hệ hiệu ứng nhiệt đẳng tích hiệu ứng nhiệt đẳng áp: Qv =  Uv Qp =  Hp =  Up + P  V Do  Uv ≈  Up Ta có: Qp – Qv ≈ P  V ≈  n.RT b Phương trình nhiệt hóa học  Phương trình nhiệt hóa học phương trình phản ứng hóa học thơng thường có ghi kèm hiệu ứng nhiệt trạng thái tập hợp chất tham gia phản ứng sản phẩm  Quy ước: Phản ứng thu nhiệt có  H > Phản ứng tỏa nhiệt có  H <  Dự đoán chiều hướng diễn phản ứng hóa học (đẳng áp): Trong điều kiện bình thường (nhiệt độ thấp), phản ứng tỏa nhiệt (  H < 0) phản ứng có khả tự xảy  Hiệu ứng nhiệt tiêu chuẩn : H T0  Áp suất chuẩn : atm  Nhiệt độ T , thường chọn 298K (250C) Ký hiệu H 298  Các chất phản ứng sản phẩm tạo thành nhiệt độ T trạng thái chuẩn (nếu chất khí Pk =1 atm, dung dịch C=1 mol/l) Ví dụ: Zn(r) + 2HCl(dd) = ZnCl2(dd) + H2(k), H 298 = -152.6kJ/mol C(gr) + H2O(k) = CO(k) + H2(k), = + 131,3 kJ/mol H 298  Chú ý: Hiệu ứng nhiệt phản ứng tỷ lệ với lượng chất phản ứng sản phẩm: HÓA ĐẠI CƯƠNG – GV Nguyễn thị Bạch Tuyết ½ H2(k) + ½ Cl2(k) = HCl(k) H2(k) + Cl2(k) = -92,8kJ/mol H 298 = HCl(k) H 298 = - 185,6kJ/mol c Nhiệt tạo thành nhiệt đốt cháy: Nhiệt tạo thành: hiệu ứng nhiệt phản ứng tạo thành mol chất từ đơn chất ứng với trạng thái tự bền điều kiện cho áp suất nhiệt độ Khi điều kiện cho điều kiện chuẩn ta có nhiệt tạo thành tiêu chuẩn  Ký hiệu nhiệt tạo thành tiêu chuẩn: H 298 tt Các đơn chất bền điều kiện chuẩn : Cl2(k) , H2(k) , O2(k) , N2(k) , Br2(lỏng) ,I2 (rắn) , Cgr) , S(tà phương) Ví dụ : điều kiện chuẩn, phản ứng tạo thành CO2(k) : C(gr) + O2 (k) = CO2 (k) ; H 298 tt = -393,51 kJ /mol  Nhiệt tạo thành đơn chất bền điều kiện tiêu chuẩn quy ước  Nhiệt tạo thành tiêu chuẩn ion H+ nH2O dung dịch nước quy ước không Nhận xét : Phản ứng phân hủy phản ứng nghịch phản ứng tạo thành Nhiệt đốt cháy: hiệu ứng nhiệt phản ứng đốt cháy mol chất khí oxy tạo thành oxyt cao bền điều kiện phản ứng Đối với hợp chất hữu hiệu ứng nhiệt phản ứng đốt cháy oxy mol chất hữu để tạo thành khí CO2 , nước lỏng số sản phẩm khác Ví dụ : CH4 (k) + 2O2(k) = CO2 (k) + 2H2O (l) Cần ý số trường hợp, sản phẩm cháy khơng phải oxyt Chẳn hạn chất chứa halogen cháy tạo thành halogen tự , hydro halogenua…  Khi điều kiện cho điều kiện chuẩn ta có nhiệt đốt cháy tiêu chuẩn Ký hiệu nhiệt đốt cháy tiêu chuẩn : H 298đc  Nhiệt đốt cháy tiêu chuẩn khí CO2 nước lỏng quy ước không xuống nên nhiệt độ sôi dung dịch tăng Khi nồng độ chất tan đạt đến nồng độ bão hịa nhiệt độ sôi dung dịch số c Nhiệt độ kết tinh dd: - Chất lỏng kết tinh nhiệt độ, áp suất pha lỏng áp suất pha rắn kt → Tddkt  Tdm - Dung dịch có nồng độ chất tan lớn kết tinh nhiệt độ thấp - Nhiệt độ kết tinh dung dịch nhiệt độ bắt đầu kết tinh Vì dung mơi kết tinh nồng độ chất tan dung dịch tăng, áp suất bão hòa giảm xuống nên nhiệt độ kết tinh dung dịch thấp Khi nồng độ chất tan đạt đến nồng độ bão hịa nhiệt độ đơng đặc dung dịch số 3.Áp suất thẩm thấu  a Sự thẩm thấu áp suất thẩm thấu Hiện tượng thẩm thấu- di chuyển dung mơi vào dd qua màng bán thấm Lực tác dụng lên 1cm2 màng bán thấm để ngăn không cho dung môi qua nó, nghóa ngăn không cho tượng thẩm thấu xảy ra, gọi áp suất thẩm thấu b Định luật Van’t Hoff: Van’t Hoff: dd loãng, áp suất thẩm thấu không phụ thuộc vào chất chất tan mà tỷ lệ với nồng độ dd nhiệt độ   C M RT đó:  - áp suất thẩm thấu CM – nồng độ mol dung dịch Khi thay C M  n , n – số mol chất tan thể tích V, ta có: V = nRT V Van’t Hoff (1887): Áp suất thẩm thấu dung dịch loãng áp suất gây chất tan trạng thái khí nhiệt độ chiếm thể tích dung dịch VIII DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY Tính chất bất thường dung dịch axit, baz muối a Không tuân theo định luật Raoult Van’t Hoff - Caùc đại lượng , p, Ts, Tkt dung dịch axit, baz muối xác định thực nghiệm luôn lớn so với tính toán lý thuyết p' T '  ' i   p T  - Van’t Hoff: dung dịch axit, baz muối: phải bổ xung thêm hệ số i vào công thức định luật Raoult Van’t Hoff: p '  ip  ip0 N T '  iT  ikCm  '  i  iRTC M p, T,  - tính theo định luật Raoult Van’t Hoff p’, T’, ’ - đo thực nghiệm i - hệ số đẳng trương hay hệ số Van’t Hoff b Dung dịch điện ly có tính dẫn điện Nước nguyên chất không dẫn điện Các dung dịch nước axit, baz muối dẫn ñieän Sự điện ly thuyết điện ly a) Sự điện ly Các tính chất bất thường Arrhenius giải thích: - Sự tăng số hạt chất tan phân tử chất tan phân ly thành hai hay nhiều hạt bé - Tính dẫn điện dung dịch axit, baz muối giải thích dịch chuyển đến điện cực hạt mang điện gọi ion Ion mang điện dương đến cực âm (catod) gọi cation, ion mang điện âm đến cực dương (anod) gọi anion b) Thuyết điện ly cổ điển Arrhenius - Các axit, baz muối tan nước phân ly thành ion - Các chất dung dịch phân ly thành ion gọi chất điện ly Ưu điểm: giải thích t/c bất thường dd điện ly Nhược điểm: không ý đến tương tác chất tan dung môi, thuyết điện ly Arrhenius coi phân tử phân ly thành ion tự c) Thuyết điện ly đại Kablukov -Trong dd nước ion tự do, có ion bị hydrat hóa hydrat hóa nguyên nhân phân ly phân tử thành ion Khi bỏ hợp chất ion vào nước, ion bề mặt tinh thể làm cho phân tử nước xoay hướng cho đầu lưỡng cực nước gần ion trái dấu Kết có phân tử nước bao quanh ion Do lực tương tác ion bị suy yếu đến mức lượng chuyển động phân tử dung dịch đủ làm cho ion tách rời vào dung dịch Đó tượng điện ly - Khi chất tan phân tử cộng hóa trị phân cực mạnh, ví dụ HCl, giai đoạn trước phân ly tác dụng phân tử nước, kiến trúc có cực chuyển thành kiến trúc ion Đó tượng ion hóa - Trong trường hợp trường hợp phân tử dung mơi phân cực, xoay hướng lưỡng cực xung quanh ion xảy với mức độ Do lực tương tác ion không bị suy yếu nhiều nên lượng chuyển động phân tử dung dịch không đủ làm cho ion tách rời Bởi ion hóa khơng xảy Trong dung mơi thường dùng, có tác dụng ion hóa lớn nhật nước, benzen -Nếu phân tử chất tan có nhiều kiểu liên kết hóa học khác phân ly xảy trước hết liên kết ion, đến liên kết cộng hóa trị phân cực mạnh không xảy liên kết cộng hóa trị phân cực yếu khơng phân cực Ví dụ: NaHSO4 ↔ Na+ + HSO4NaHSO4- ↔ H+ + SO42d) Độ điện ly : đặc trưng cho khả phân ly chất điện ly dung dịch - Cân điện ly: Q trình ion hóa AmBn mAn+ + nBmQ trình phân tử hóa Số phân tử phân ly thành ion = Tổng số phân tử hòa tan dung dịch  = phân ly hồn tồn khơng xảy ra: dung dịch phân tử  = phân ly xảy hoàn toàn - Phân loại: + Chất điện ly mạnh:  = (HCl, HNO3, NaOH, Ca(OH)2, KCl…) + Chất điện ly yếu:  < (HCN, H2CO3, CH3COOH, NH4OH…) - Độ phân ly phụ thuộc vào: + Bản chất chất tan dung môi + Nồng độ dung dịch + Nhiệt độ (ít) - Mối liên hệ độ phân ly  hệ số Van’t Hoff i:   i 1 q 1 Sự phân ly: AmBn  mAn+ + nBmBan đầu n0 Phân ly n0 mn0 nn0 Cân n0(1-) mn0 nn0 ∑ số hạt có dd là: n0(1-) + mn0 + nn0 = n0(1-) + n0(m+ n) q - số ion ptử đly = n0(1-) + n0q = n0(1- + n0q) n0 n0 (1    n0 q )  ' RTC M i        n0 q  RTC M n0 n0  i 1 q 1 - độ điện ly biểu kiến - Quy ước theo độ điện ly biểu kiến: dung dịch nước 0.1N, 250C + Chất điện ly mạnh: có  > 30% + Chất điện ly yếu: có  < 3% + Chất điện ly trung bình: có 3% <  < 30% Cân dung dịch chất điện ly yếu AB  A+ + BBan đầu C0 Điện ly C0 C0 C0 Cân C0(1 - ) C0 C0 C C C 2 Hằng số cân điện ly: K  A B  C AB 1  Khi  0 dẫn đến G < : phản ứng tự phát theo chiều thuận  Nếu 2 < 1 E 0 : phản ứng tự phát theo chiều nghịch  Nếu 2 = 1 E = dẫn đến G = : phản ứng đạt trạng thái cân hoá học G0 = -nE0F= -RTlnK nE0 F RT nE LgK  0,059 LnK  250C * Quy tắc nhận biết chiều diễn phản ứng oxy hóa - khử: Phản ứng oxy hóa khử xảy theo chiều dạng oxy hóa cặp điện cực lớn oxy hóa dạng khử cặp oxy hóa - khử điện cực nhỏ  OX > + kh <  Kh > + OX < Chú ý: sử dụng đại lượng điện cực tiêu chuẩn 0 để xét chiều phản ứng oxy hóa - khử điện cực tiêu chuẩn hai cặp cách xa tiến hành phản ứng gần điều kiện tiêu chuẩn Trường hợp chúng có giá trị điện cực tiêu chuẩn gần điều kiện phản ứng khác điều kiện tiêu chuẩn phải tính giá trị điện cực () ứng với điều kiện thực tế để xác định chiều phản ứng 6.Pin nồng độ- gồm hai điện cực tạo kim loại, nhúng vào hai dung dịch chất điện ly (có cation kim loại làm điện cực) có nồng độ khác  Cực dương (CATOD) điện cực có nồng độ dung dịch lớn (C+) nên khử lớn Quá trình khử : Mn+ + ne  Mdc xuất kết tủa kim loại  Cực âm (ANOD) – điện cực có nồng độ dung dịch nhỏ (C- ) nên khử nhỏ Quá trình oxyhoá : Mdc - ne  Mn+ điện cực bị tan  Chiều vận chuyển electron từ cực âm (có nồng độ nhỏ) sang cực dương (có nồng độ lớn) Chiều dòng điện ngược lại Sức điện động Pin nồng độ E = + - - = RT C ln nF C ; 250C E = 0,059 C  lg n C Ví dụ - (-)Ag  C2 , Ag+  Ag+ , C1  Ag (+) C1 > C2 + Tại cực dương (catod) 1 : Ag (dd) + 1e  Agdc Tại cực âm (anod) 2 : Agdc - 1e  Ag+ (dd) E = = 1 - 2 = RT C1 ln nF C2 ; 250C E = 0,059 C1 lg n C2 ... ) tt CaCO3(r) = - 120 5.93 Cao(r) + -634.94 CO2(k) -3 92. 92 92. 63 39.71 21 3.31 -604 -394.38 -1 129 Giải a) Tính theo G 29 8 tt 0 0 G298  [G298 tt (CaO)  G298tt (CO2 )]  G298tt (CaCO3 ) pu...  [S 029 8 (CaO)  S 29 8 (CO )]  S 29 8 (CaCO3 )  [39.71  21 3.31]- 92. 63  160.39J/K  G 29 8pu  H 029 8pu  29 8S 29 8 pu  178070 29 8  160.39  13 027 3.78J  130 .27 kJ   40kJ  Ở 29 8K, phản... ứng 29 8K : HÓA ĐẠI CƯƠNG – GV Nguyễn thị Bạch Tuyết ⇌ NO2(k) 29 8oK biết N2O4(k) 0 H 29 8 pu  58,040kJ S298pu  176,6 J / K Giải: G298  H 29 8  TS 29 8  - 58040  29 8 176,6 = - 54 12, 3J