Xây dựng nội dung chƣơng trình hóa học đạ

9. Cấu trúc luận văn

2.1. Xây dựng nội dung chƣơng trình hóa học đạ

Xây dựng giáo trình của 3 chƣơng (trong số 9 chƣơng hóa học đại cƣơng cho trƣờng Cao đẳng – Kĩ thuật công nghiệp tỉnh Bắc Giang. Đƣợc xây dựng với nội dung cơ bản phù hợp với nhận thức của sinh viên Cao đẳng với các chƣơng (5, 6, 7 trong khung chƣơng trình) cụ thể:

 Nhiệt động hóa học

 Cân bằng hóa học

 Động hóa học

2.1.1 Chƣơng I: NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC      7 , 9 , 12

Nhiệt động học hóa học nghiên cứu các quy luật chuyển biến giữa hóa năng và các dạng năng lƣợng khác, các điều kiện bền vững của hệ hóa học và những quy luật thay đổi của chúng để hệ đạt đƣợc trạng thái cân bằng, từ đó có thể điều khiển q trình hóa học theo ý muốn.

2.1.1.1 Một số khái niệm cơ bản

- Hệ nhiệt động

Hệ nhiệt động là một vật thể hay một nhóm vật thể mà ta khảo sát, cách biệt với môi trƣờng xung quanh bằng bề mặt thực sự hay tƣởng tƣợng.

Trong một hệ xác định, ngƣời ta thƣờng xét đến hai yếu tố: lƣợng vật chất và các dạng năng lƣợng dự trữ trong lƣợng vật chất đó.

Ngƣời ta phân biệt: - Hệ hở (hay hệ mở)

Hệ mở là hệ có thể trao đổi chất và năng lƣợng với mơi trƣờng xung quanh. - Hệ kín (hay hệ đóng)

Hệ kín là hệ khơng trao đổi chất mà chỉ có sự trao đổi năng lƣợng với môi trƣờng xung quanh.

- Hệ cô lập

Hệ cô lập là hệ không trao đổi cả chất và năng lƣợng với môi trƣờng xung quanh.

- Hệ đồng nhất

Hệ đồng nhất là hệ mà các tính chất cần xem xét đều giống nhau với môi trƣờng xung quanh.

- Trạng thái

Trạng thái của một hệ là tồn bộ những tính chất lý hố của hệ. Trạng thái của hệ đƣợc đặc trƣng bằng các thông số trạng thái P, V, T, n. Các thông số này liên hệ với nhau bằng công thức PV = nRT.

Các thông số trạng thái đƣợc chia thành hai loại

Thông số trạng thái khuếch độ: tỷ lệ với lƣợng chất - Ví dụ: thể tích, khối lƣợng.

Thông số trạng thái cƣờng độ: không tỷ lệ với lƣợng chất. Ví dụ: nhiệt độ, áp suất, nồng độ

- Hàm trạng thái

Một đại lƣợng đƣợc gọi là hàm trạng thái của hệ nếu biến thiên của đại lƣợng đó chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái cuối của hệ, không phụ thuộc vào cách tiến hành.

Ví dụ: Nội năng là một hàm trạng thái, nhƣng nhiệt và công không phải là hàm trạng thái.

2.1.1.2. Nguyên lý thứ nhất cúa nhiệt động học

- Nội năng của hệ (U)

Là tổng năng lƣợng dự trữ của hệ bao gồm năng lƣợng của mọi dạng chuyển động và tƣơng tác của lƣợng vật chất có trong hệ nhƣ năng lƣợng chuyển động tịnh tiến, chuyển động quay của phân tử, năng lƣợng dao động

của nguyên tử, phân tử, năng lƣợng chuyển động của e trong nguyên tử và phân tử, năng lƣợng liên kết hoá học, năng lƣợng hạt nhân. Nội năng là hàm trạng thái (phụ thuộc trạng thái đầu và cuối), vi phân dU của nó là vi phân tồn phần.

- Ngun lí thứ nhất của nhiệt động học

Là tiên đề rút ra từ những kinh nghiệm thực tiễn của con ngƣời. Nội dung

Nguyên lý này có thể phát biểu theo nhiều cách

Cách 1: Năng lƣợng không thể tự sinh ra cũng khơng tự mất đi, nó chuyển từ dạng này sang dạng khác theo những tỷ lệ tƣơng đƣơng nghiêm ngặt.

Cách 2: Khơng thể có động cơ vĩnh cửu loại một, là động cơ có khả năng liên tục sinh công mà không cần cung cấp năng lƣợng tƣơng đƣơng.

Cách 3: Nội năng của một hệ cô lập đƣợc bảo toàn

Biểu thức tốn học của ngun lí I khi cung cấp một lƣợng nhiệt Q để hệ chuyển từ trạng thái một sang trạng thái hai thì lƣợng nhiệt này biến đổi nội năng của hệ từ U1 sang U2 và hồn thành một cơng A chống lại các lực bên

ngoài. U A Q    (∆U = U2 – U1) 2 1 A PdV

A dãn nở : Công chống lại áp suất môi trƣờng Sau đây ta xét khả năng sinh công của hệ:

- Trong hệ cô lập, hệ không nhận nhiệt (q = 0), không sinh cơng (A = 0) thì ∆U = 0. Vậy trong hệ cơ lập, nội năng của hệ đƣợc bảo toàn

- Trong trƣờng hợp hệ không nhận nhiệt (q = 0) lại sinh cơng (A > 0), khi đó ta có: A + ∆U = 0 => A = -∆U > 0. Nghĩa là: (U2 – U1) > 0 → U1 > U2: nội năng của hệ phải giảm.

- Trong các phản ứng hố học, thơng thƣờng cơng A là công dãn nở, chống lại áp suất bên ngoài.

A = -P (V2 – V1) = -P∆V Vậy trong q trình đẳng tích: ∆V = 0 → A = 0 Do đó: Qv = ∆U

- Entanpi (H)

Đa số các phản ứng hố học xảy ra ở áp suất khơng đổi (ví dụ: áp suất khí quyển) thì biểu thức về lƣợng nhiệt mà hệ hấp phụ Qp.

Qp = ∆U + P∆V = (U2 – U1) + P (V2 – V1)

= (U2 + PV2) - (U1 + PV1)

Đặt: H = U + PV → Qp = H2 – H1 = ∆H → ∆H = ∆U + P∆V

Đại lƣợng H đƣợc gọi là entanpi của hệ. Do U, P, V là hàm trạng thái nên H cũng là hàm trạng thái, đặc trƣng cho trạng thái của hệ.

- Kết luận: lƣợng nhiệt toả ra hay thu vào trong quá trình đẳng áp bằng biến thiên entanpi của hệ.

Ví dụ: 1 mol nƣớc đá nóng chảy ở OoC, 1atm, hấp thụ một nhiệt lƣợng bằng

6019,2J. Thể tích mol của nƣớc đá và của nƣớc lỏng bằng 0,0196 và 0,018 lít. Tính H và U với quá trình này.

Bài giải: Vì Qp = H nên H= 6019,2J Để tính U ta vận dụng cơng thức H= U+( . )PV 2 1 ( . )PV P V. P V.( V)           U H P V= 6019,2-(-1,63.10-2) = 6019,2J

- Quan hệ giữa ∆U và ∆H

Ta có: Qv = ∆U và Qp = ∆H = ∆U + P∆V

- Đối với những q trình hố học chỉ có chất rắn và chất lỏng tham gia thì đại lƣợng ∆V có giá trị khơng đáng kể. Do đó khi quá trình đƣợc thực hiện ở áp suất thấp thì P∆V rất nhỏ: ∆H ≈ ∆U

- Đối với những q trình có chất phản ứng hay sản phẩm phản ứng ở thể khí thì ∆U và ∆H có thể khác nhau. Thật vậy, đối với khí gần lý tƣởng ta có: PV = nRT → P∆V = ∆nRT

∆H = ∆U + ∆nRT

Khi ∆n = 0 ⇒ ∆U = ∆H ∆n ≠ 0 ⇒ ∆U ≠ ∆H

Ví dụ: Ở 25oC và 1atm sự hình thành 1mol CO từ graphit và oxi có

∆H = -110,418J. Xác định ∆U nếu 1mol graphit có thể tích bằng 0,0053 lít.

Bài giải: Từ phản ứng: Cr + 1 2O2 → COk 1 1 1 2 2 n     

Mặt khác biến thiên thể tích của hệ rất lớn ( V 22, 42)nên sự giảm thể tích của graphit là khơng đáng kể có thể bỏ qua.

∆H = ∆U + ∆nRT ⇒ -110,418 = ∆U + 1

2.8,314.298 ⇒ ∆U = -1349,2J

2.1.1.3. Nhiệt hóa học

Nhiệt hoá học là một lĩnh vực của hoá học nghiên cứu về sự biến đổi nhiệt liên quan đến các phản ứng hoá học.

Trong phản ứng hố học, vì tổng năng lƣợng của các chất tham gia và các chất tạo thành khơng bằng nhau, nghĩa là có sự biến đổi năng lƣợng. Sự biến đổi năng lƣợng (toả ra hay hấp thụ) đƣợc thể hiện dƣới dạng nhiệt năng, quang năng hay điện năng, trong đó nhiệt năng đóng vai trị quan trọng nhất. - Hiệu ứng nhiệt của phản ứng

Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng hoá học là lƣợng nhiệt toả ra hay thu vào khi một mol chất tham gia vào phản ứng (hay một mol sản phẩm đƣợc tạo thành). Lƣợng nhiệt toả ra hay thu vào bằng sự tăng hay giảm entanpi của hệ. - Đơn vị đo Kcal/mol ; KJ/mol

- Qui ƣớc - Phản ứng toả nhiệt: Q> 0 - Phản ứng thu nhiệt: Q < 0

Dấu của nhiệt động học khác dấu của nhiệt hoá học.

* Chú ý: Từ các biểu thức của nguyên lí I và quy ƣớc trái dấu của nhiệt động học với nhiệt hố học, ta có:

Qp = -∆H; Qv = - ∆U

Vậy: những phản ứng toả nhiệt ra môi trƣờng xung quanh nghĩa là làm nóng mơi trƣờng xung quanh gọi là phản ứng toả nhiệt. Trong trƣờng hợp này hệ phản ứng mất nhiệt nên: ∆H < 0.

Ví dụ: Các phản ứng đốt cháy

- Những phản ứng lấy nhiệt của môi trƣờng xung quanh, nghĩa là làm lạnh môi trƣờng xung quanh gọi là phản ứng thu nhiệt ∆H > 0

Ví dụ: Phản ứng nhiệt phân CaCO3

* Phƣơng trình hố học có kèm theo hiệu ứng nhiệt gọi là phƣơng trình nhiệt hố học. Ngƣời ta sử dụng đại lƣợng hiệu ứng nhiệt tiêu chuẩn ∆Ho, đó là hiệu ứng nhiệt đƣợc xác định ở điều kiện chuẩn 25oC và 1atm. Trong phƣơng trình nhiệt hố học thƣờng ghi cả trạng thái của các chất trong phản ứng.

Ví dụ: C(th.chì) + O2(k) → CO2 (k); ∆H0 = - 94,052 (kcal/mol) - Sinh nhiệt (nhiệt tạo thành) (∆H0s)

Sinh nhiệt hay nhiệt tạo thành của một hợp chất là hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành một mol hợp chất đó từ các đơn chất ở điều kiện chuẩn.

Ví dụ: H2(k) + 1/2O2 (k) → H2O (k); ∆H0

s(H2O) (k) = -57,8 (kcal/mol) * Chú ý: Sinh nhiệt của các đơn chất bền ở điều kiện chuẩn bằng 0

Ví dụ: Khi cho 1mol rƣợu metylic cháy ở 298K và ở thể tích cố định theo

phản ứng: 3 ( ) 3 2( ) 2( ) 2 2 ( ) 2    l k k l CH OH O CO H O giải phóng ra một lƣợng nhiệt là 726,55kJ. a)Tính ∆H của phản ứng.

b) Tính sinh nhiệt tiêu chuẩn của CH OH3 ( )l Biết sinh nhiệt tiêu chuẩn của H2O và CO2 tƣơng ứng bằng – 285,58kJ/mol và -393,51kJ/mol.

c) Nhiệt bay hơi của CH OH3 ( )l là 34,89kJ/mol. Tính sinh nhiệt chuẩn của 3 ( )k CH OH Bài giải: a) ∆H = ∆U + ∆nRT = -726,55+ (1-3/2).298.8,314.10-3 = -727,79kJ/mol b) 2 2 2 3 3 2 2 o o o o pu H O CO O CH OH H H H H H          3 2 2 2 o o o o CH OH H O CO pu H H H H         = 2.(-285,85) + (-393,51) + 727,79 = -237,42kJ/mol c) 3 3 3 3 k l k l o o hh CH OH CH OH o o CH OH hh CH OH H H H H H H            = -237,42 + 34,89 = -202,53kJ - Thiêu nhiệt (nhiệt đốt cháy) (∆Hoc)

Thiêu nhiệt của một chất là hiệu ứng nhiệt của phản ứng đốt cháy một mol chất đó bằng oxi vừa đủ để tạo thành oxit bền ở điều kiện chuẩn.

Ví dụ: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O; ∆Ho

298 (CH4) = - 212,8 (kcal/mol)

* Chú ý: Đối với các nguyên tố, thiêu nhiệt của một nguyên tố chính là sinh nhiệt của oxit bền của nó.

Ví dụ: C(th.chi) + O2(k) → CO2(k) ∆H0

298 = -94,052 (kcal/mol)

∆H0298- Sinh nhiệt của CO2 = ∆H0298 - Thiêu nhiệt của C

- Nhiệt phân huỷ (∆H0 ph

Nhiệt phân huỷ của một hợp chất là hiệu ứng nhiệt của phản ứng phân huỷ một mol hợp chất đó thành các đơn chất bền ở điều kiện chuẩn.

- Nhiệt chuyển pha

Q trình chuyển pha là q trình trong đó một chất chuyển từ trạng thái tập hợp này sang một trạng thái tập hợp khác.

Ví dụ 2: Biết: 2 ( ) 2 ( ) 0 285,8 / 241,8 / l k H O o H O H kJ mol H kJ mol   

    Xác định ∆H hóa hơi của nƣớc?

Giải:Ta có sơ đồ: 2( ) 1 2( ) 2

k k

H  O H O2 ( )l

Từ sơ đồ này áp dụng định luật Hess: H O2 ( )k

2 ( ) 2 ( ) 2 ( )

o o o

H O bh H O k H O l

H H H

     = 241,8-(-285,8) = 44 kJ/mol.

- Nhiệt phân li: Nhiệt phân li của một chất là năng lƣợng cần thiết để phân hủy 1 mol chất đó thành các nguyên tử ở thể khí.Ví dụ: H2(k)  2H(k) ∆H = 435,9kJ/mol

Ví dụ 2: Tính nhiệt phân li của CH4 qua các đại lƣợng sau:

4 2 298, . . 75,3 / 435,9 / 719, 6 / o CH pl H th C H kJ mol H kJ mol H kJ mol        Giải: ta có thể lập sơ đồ: 298, 4 ( ) 2( ) 4( ) o CH H r k k C H  CH . th C H  2 . 2Hpl H 4 . phl CH H  =4EC H C(k) + 4H(k) 4 . phl CH H  =4EC H =Hth C. +2Hpl H. 2- o 4 CH H  =719,6 + 2.435,9 – (- 75,3) = 1666,7kJ/mol =1666,7 : 4 = 416,6 kJ/mol.

- Năng lƣợng mạng lƣới tinh thể ion

Phần lớn các chất rắn có cấu tạo tinh thể. Trong tinh thể có các phần tử cấu trúc (nguyên tử, phân tử, ion) liên kết với nhau. Độ mạnh của các liên kết này đƣợc đặc trƣng bằng năng lƣợng mạng lƣới tinh thể, kí hiệu Utt.

Năng lượng mạng lưới tinh thể của một chất là lượng nhiệt cần thiết để chuyển một mol chất đó từ trạng thái tinh thể thành các phần tử cấu trúc ở thể khí.

Ví dụ: Xác định năng lƣợng mạng lƣới (Utt) của tinh thể NaCl.

Sinh nhiệt của NaCl: o 410,8 /

NaCl

H kJ mol

  

Nhiệt thăng hoa của Na: Hth Na, 108,7kJ mol/ Nhiệt phân li của clo:

2 244,3 /

plCl

H kJ mol

 

Năng lƣợng ion hóa của Na: Hion Na, 502kJ mol/ Ái lực với electron của clo, Hal Cl,  370, 2kJ mol/

Giải: Năng lƣợng mạng lƣới đƣợc thể hiện trên giản đồ gọi là chu trình Born-Haber: Na(r) + 1/2Cl2(k) HNaClo NaCl(tt) Hth Na, 1 , 2 2Hpl Cl Na(k) Cl(k) Utt , ion Na H  Ha l Cl. , Na+ + Cl- Áp dụng định luật hess ta có: 2 , , , , 1 2 o tt NaCl th Na pl Cl ion Na al Na U  H  H  H  H  H = -(-410,8)+ 108,7 +1 2.244,3 +502 +(-370,2) = 773,45kJ/mol - Nhiệt hiđrat hóa của các ion

Thực nghiệm cho thấy q trình hịa tan cũng kèm theo hiệu ứng nhiệt, gọi là nhiệt hòa tan. Thực nghiệm cho thấy rằng, khi hòa tan các hợp chất ion, trong dung dịch tồn tại các ion. Nhƣ vậy trong q trình hịa tan đã xảy ra sự phá vỡ mạng lƣới tinh thể của chất tan. Q trình này địi hỏi cung cấp một năng lƣợng khá lớn. ví dụ NaCl là 774,0kJ/mol.

- Định luật Hess

Nhà bác học Nga G. Hess (1802-1850) đã đƣa ra đƣợc định luật Hess nhƣ sau: Hiệu ứng nhiệt của q trình hố học chỉ phụ thuộc vào bản chất

và trạng thái của các chất đầu và các sản phẩm chứ không phụ thuộc vào cách thực hiện phản ứng. Ví dụ:

(trạng thái đầu) A + B ∆H1 E + F (trạng thái cuối) ∆H1 ∆H3 C + D ∆H1 = ∆H2+ ∆H3 - Hệ quả: ∆Hpƣ = Σ∆Hc (cđ) - Σ∆Hc (sp) ∆Hpƣ = Σ∆Hs(sp) - Σ∆Hs (cđ) ∆Hpƣ = Σ∆Hlk (cđ) - Σ∆Hlk (sp)

- Hiệu ứng nhiệt của một q trình vịng bằng khơng. - Cách tính hiệu ứng nhiệt

Phƣơng pháp tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học:

Phương pháp thực nghiệm:

Trong phịng thí nghiệm ngƣời ta tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng một dụng cụ gọi là nhiệt lƣợng kế.

Nhiệt lƣợng kế đƣợc bố trí sao cho khơng có sự trao đổi nhiệt với mơi trƣờng xung quanh. Nó gồm một thùng lớn đựng nƣớc trong đó nhúng ngập một bom nhiệt lƣợng kế, là nơi thực hiện phản ứng hóa học. trong thùng cịn đặt một nhiệt kế để đo sự thay đổi của nƣớc và một que khấy để duy trì sự cân bằng nhiệt trong cả hệ.

Phản ứng đƣợc thực hiện trong bom nhiệt lƣợng kế. Nhiệt lƣợng giải phóng ra đƣợc nƣớc hấp thụ, làm tăng nhiệt độ của nhiệt lƣợng kế từ T1 đến T2

Theo định luật bảo tồn năng lƣợng ta có:

2 1 ( ) / m H C T T C T M H C TM m           

VD. Cho 1,25g axit benzoic C7H6O2, đƣợc đốt trong bom nhiệt lƣợng kế chứa oxi dƣ. Nhiệt dung của nhiệt lƣợng kế là 10133,6J/K. Việc đốt đƣợc

khơi mào đƣợc tia lửa điện. Sau khi đốt xong nhiệt độ của nhiệt lƣợng kế tăng thêm 3,2560C so với nhiệt độ ban ban đầu. Bỏ qua nhiệt của quá trình khơi mào.

Giải: C7H6O2 + 15

2 O2 7CO2 + 3H2O

H

 -C TM m / = -10133,6 . 3,256.122/1,25.10-3 = -3225kJ/mol

Phương trình xác định gián tiếp. Định luật Hess:

Dựa vào định Hess, ngƣời ta có thể xác định H của một quá trình đã cho nào đó bằng 2 cách: