X H (Å) Độ dài liên kết cộng
3.2.2.1. nghĩa của entanp
Chương 3 – Năng lượng hóa học
______________________________________________________________ Khi phản ứng hố học xảy ra bao giờ cũng có sự thay đổi năng lượng của hệ: tăng hay giảm nội năng (∆U).
∆U = Q +A
Muốn xác định ∆U, cần phải đo cả nhiệt và cơng. Có 2 dạng cơng hố học quan trọng nhất:
- Công điện: công thực hiện bởi sự chuyển dời của các phần tử tích điện.
- Cơng áp suất thể tích được thực hiện bởi sự giãn nở khí và được xác
định bằng cách nhân áp suất bên ngoài P với sự biến thiên thể tích của khí:
P∆V (∆V = Vcuối - Vđầu).
* Phản ứng xảy ra trong điều kiện thể tích khơng đổi:
Ví dụ phản ứng giữa kẽm với axit clohidric xảy ra trong bình kín. ∆U = Q + A
A = P∆V
∆V = 0 → A = 0
⇒ ∆U = Qv (gọi là nhiệt đẳng tích)
Như vậy, nếu phản ứng tiến hành ở điều kiện thể tích khơng đổi thì nhiệt
thu vào hay toả ra trong phản ứng (ký hiệu là Qv) bằng sự tăng hay giảm nội năng của hệ.
* Phản ứng xảy ra trong điều kiện áp suất không đổi:
Trong tự nhiên cũng như trong phịng thí nghiệm, phản ứng hoá học hầu như xảy ra ở áp suất khơng đổi (thường là áp suất khí quyển). Ví dụ phản ứng xảy ra trong một bình hở, khí tạo ra giãn nở và thực hiện một công chống áp suất bên ngồi.
Cơng do hệ thực hiện lên mơi trường có dấu âm vì hệ mất năng lượng: A = - P∆V P = const ∆U = Q + A ⇒ ∆U = Q - P∆V hay Q = ∆U + P∆V = U2 - U1 + PV2 - PV1 = (U2 + PV2) - (U1 + PV1) (*) Đặt H = U + PV và gọi H là entanpi.
Entanpi có nghĩa là số đo năng lượng được cất giữ trong một hệ hoá học (chất tham gia phản ứng hay sản phẩm phản ứng).
•••• Sự biến đổi entanpi ∆H:
QP = H2 - H1 = ∆H
∆H là sự biến đổi entanpi của hệ. ∆H bằng nhiệt của phản ứng dưới áp
suất không đổi Qp (ký hiệu Qp gọi là nhiệt đẳng áp).
Như vậy, sự biến đổi entanpi của một phản ứng hoá học là sự biến đổi năng lượng của phản ứng đó ở điều kiện áp suất khơng đổi.
•••• So sánh ∆U và ∆H:
Entanpi (H) cũng như nội năng (U) đều đặc trưng cho trạng thái năng
lượng của các chất.
- Nếu phản ứng tiến hành ở điều kiện V = const, sự biến đổi năng lượng là sự biến đổi nội năng của hệ.
Nếu phản ứng thu nhiệt, nội năng của hệ tăng ∆U > 0. Nếu phản ứng toả nhiệt, nội năng của hệ giảm ∆U < 0.
- Nếu phản ứng tiến hành ở điều kiện P = const, sự biến đổi năng lượng
là sự biến đổi entanpi của hệ.
Nếu phản ứng thu nhiệt, entanpi của hệ tăng ∆H > 0. Nếu phản ứng toả nhiệt, entanpi của hệ giảm ∆H < 0.
∆U và ∆H khác nhau một đại lượng P∆V (∆H = ∆U + P∆V) nên:
+ Trong các phản ứng chỉ có mặt chất lỏng và chất rắn, ở đó sự thay đổi
thể tích là khơng đáng kể thì ∆H ≈ ∆U.
+ Trong các phản ứng nếu có mặt các chất khí thì ∆H và ∆U có thể khác
nhau nhiều vì: PV = nRT → P∆V = ∆nRT
⇒ ∆H = ∆U + ∆nRT
(∆n là sự biến đổi số mol khí khi phản ứng tiến hành ở nhiệt độ T cố định)
Nếu ∆H và ∆U đều biểu diễn bằng Jun thì hằng số của các khí R sẽ bằng: R = 8,3145 J/mol.K
Nếu ∆H và ∆U đều biểu diễn bằng calo thì R sẽ bằng: R = 1,987 cal/mol.K ≈ 2 cal/mol.K
•••• Phương trình nhiệt hố học:
Một phương trình phản ứng đã cân bằng có ghi giá trị ∆H của phản ứng gọi là phương trình nhiệt hố học.
Ví dụ: 4Al (r) + 3O2 (k) → 2Al2O3 (r) ∆H = - 3352 kJ
Phương trình phản ứng trên cho biết, khi đốt 4 mol nhôm trong oxi, 3352 kJ được toả ra môi trường xung quanh. Phản ứng trên là phản ứng phát nhiệt
Chương 3 – Năng lượng hóa học
______________________________________________________________ N2 (k) + O2 (k) → 2NO (k) ∆H = 180,6 kJ
Phương trình trên cho biết 1 mol khí nitơ và 1 mol khí oxi đã hấp thụ
một lượng năng lượng là 180,6 kJ từ môi trường để tạo thành 2 mol khí nitơ oxit. Đó là một phản ứng thu nhiệt.
Chú ý: dấu của ∆H phụ thuộc vào chiều biến đổi. Dấu của phản ứng
thuận ngược lại với dấu của phản ứng nghịch.
Ví dụ: 2H2O (l) → 2H2 (k) + O2 (k) ∆H = 572 kJ 2H2 (k) + O2 (k) → 2H2O (l) ∆H = - 572 kJ
Ngoài cách ghi nhiệt của phản ứng như trên (theo quy ước của nhiệt
động học) cịn có cách ghi theo quy ước nhiệt hố học như sau:
Ví dụ: 2H2O (l) → 2H2 (k) + O2 (k) - 572 kJ 2H2 (k) + O2 (k) → 2H2O (l) + 572 kJ