Hóa đại cương 2

BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO   



: Hóa i Cng 2
(General Chemistry 2)
- Mã số: TN102
- Số Tín chỉ: 3
+ Giờ lý thuyết: 36
+ Giờ bài tập: 9

Tên giảng viên: Võ Hồng Thái học vị: thạc sĩ học hàm: giảng viên chính
Tên người có thể tham gia giảng dạy:
- Bùi Thị Bửu Huê học vị: tiến sĩ học hàm: giảng viên chính
- Nguyễn Văn Đạt học vị: thạc sĩ học hàm: giảng viên
- Lê Thị Bạch học vị: thạc sĩ học hàm: giảng viên

Đơn vị: Khoa Khoa Học
Điện thoại: 0913107035; (0710)831468
E-mail:

Hóa đại cương 1 (TN101)
3
3.1. 
Học viên sẽ lĩnh hội các kiến thức cơ bản nhất của môn hóa học: Điều kiện để
phản ứng hóa học xảy ra (nhiệt phản ứng, biến đổi entropi, biến đổi năng lượng
tự do), vận tốc phản ứng, cân bằng hóa học (điều kiện để phản ứng xảy ra nhanh,
tạo nhiều sản phẩm), nồng độ dung dịch, tính được pH của các dung dịch acid,
baz mạnh, yếu, pH của dung dịch muối, dung dịch đệm, pin điện hóa học, điện
phân, ăn mòn kim loại,...Các kiến thức đại cương này giúp học viên học tiếp các
kiến thức cơ sở của hóa học như hóa vô cơ, hóa hữu cơ, hoá phân tích, hóa lý,

cũng như vận dụng sự hiểu biết này đối với các chuyên ngành có liên quan đến
hóa học như công nghệ hóa học, chế biến thực phẩm, môi trường, dược khoa, y
khoa, sinh học, nông nghiệp, thủy sản, chăn nuôi, thú y, xây dựng, điện tử, cơ
khí,...

3.2. Ph: Môn học này được coi là cơ bản nhất của hóa học. Học
viên cần hiểu rõ các khái niệm, kiến thức cơ bản, coi như phần cứng, này để vận
dụng vào trường hợp cụ thể. Do đó phương pháp diễn giải, chứng minh là chính
và đưa ra một số minh hoạ cụ thể để học viên dễ tiếp thu hơn. Người dạy hướng
dẫn các vấn đề khó hiểu tại lớp, phần dễ hiểu thì hướng dẫn học viện tự đọc tại
nhà (có giáo trình). Nếu có thời gian làm bài tập nhiều thì học viên sẽ hiễu rõ ý
nghĩa của phần lý thuyết hơn. Phần bài tập chiếm khoảng 25-30% (của 45 tiết)
3.3. :
- Kiểm tra giữa kỳ: 3/10 điểm (chiếm 30%)
- Thi kết thúc: 7/10 điểm (chiếm 70%)

4(nêu những vấn đề chính học viên sẽ được học tập và trao đổi)

 
g 1 Nguyên Lý Th Nht Nhit ng Hc Và Áp Dng Vào
Hóa Hc

I. Các khái niệm: Hệ nhiệt động học, trạng thái, quá trình, hàm trạng
thái, nhiệt , công, qui ước dấu nhiệt động học
II. Nguyên lý thứ nhất nhiệt động học, nội năng U:
dU = δq + δw, ΔU = q + w
III. Khảo sát vài biến đổi
- Biến đổi đẳng nhiệt, thuận nghịch của hệ khí lý tưởng, chỉ có
công giãn ép
- Biến đổi đoạn nhiệt, thuận nghịch, khí lý tưởng, chỉ có công

giãn ép
IV. Vận dụng vào hóa học:
- Nhiệt phản ứng
- Phương trình nhiệt hóa học
- Entalpi mol chuẩn thức (Sinh nhiệt mol chuẩn thức)
- Tính nhiệt phản ứng dựa vào: Entalpi mol chuẩn thức; Dựa
vào định luật Hess; Dựa vào năng lượng liên kết; Dựa vào thiêu
nhiệt mol chuẩn thức
- Biến đổi của nhiệt phản ứng theo nhiệt độ

Chng 2 Nguyên lý Th Hai Nhit ng Hc Và Áp Dng Vào
Hóa Hc
I. Khái niệm về entropi S
II. Nguyên lý thứ hai nhiệt động học
III. Cách tính biến đổi entropi
- S = S(T,V)
- S = S(T,p)
- Cách tính biến đổi entropi trong sự thay đổi trạng thái (chuyển
pha)
IV. Nguyên lý thứ ba nhiệt động học
- Nguyên lý thứ ba nhiệt động học
- Cách tính entropi của một hóa chất
- Biến đổi của biến đổi entropi theo nhiệt độ
V. Hàm số năng lượng tự do G (Hàm số Gibbs, Thế đẳng nhiệt
đẳng áp)
- Hàm số năng lượng tự do và biến đổi
- Vi phân của hàm số G
- Biến đổi của năng lượng tự do G theo nhiệt độ và áp suất
- Năng lượng tự do mol chuẩn thức
VI. Áp dụng: (Xác định ΔG ở điều kiện đẳng nhiệt đẳng áp, từ đó

dự đoán phản ứng có thể xảy ra theo yếu tố nhiệt động học ở
điều kiện nhiệt độ, áp suất đó hay không)

Chng 3 Khái Nim v ng Hóa Hc (Vn Tc Phn ng)
I. Một số khái niệm cơ bản:
Phản ứng đơn giản, phản ứng phức tạp, vận tốc phản ứng, bậc
phản ứng riêng phần, bậc phản ứng tổng quát (toàn phần), năng
lượng kích động, trạng thái chuyển tiếp, tạp chất kích động, phân
8t




















8t

5t




tử số, chất trung gian
II. Phương trình động học của các phản ứng có bậc đơn giản
. Phản ứng bậc 1

. Phản ứng bậc 2: nồng độ lúc đầu hai tác chất bằng nhau, khác
nhau
III. Biến đổi hằng số phản ứng theo nhiệt độ
IV. Chất xúc tác
. Định nghĩa
. Tính chất của chất xúc tác
. Tác động của chất xúc tác

Chng 4 Cân Bng Hóa Hc
I. Định luật tác dụng khối lượng
- Cân bằng giữa các khí lý tưởng: K
C
, K
p
, K
x

- Cân bằng trong dung dịch lỏng
- Sự liên hệ giữa hằng số cân bằng K và biến đổi năng lượng tự
do ΔG của phản ứng

II. Nguyên lý dịch chuyển cân bằng Le Châterlier
. Ảnh hưởng của nồng độ
. Ảnh hưởng của áp suất
. Ảnh hưởng của nhiệt độ
. Áp dụng nguyên lý dịch chuyển cân bằng

Chng 5 Dung Dch
I. Dung dịch
. Hệ phân tán (khuếch tán)

. Nồng độ dung dịch: Phần trăm khối lượng; Mol/lít (M,
molarity); Molan (molality, m); Phân mol (phần mol); Đương
lượng gam/lít (N) (giới thiệu các khái niệm đương lượng,
đương lượng gam. Sự liên hệ giữa đương lượng và khối lượng
nguyên tử, phân tử, ion. Định luật đuơng lượng, C
A
V
A
=
C
B
V
B
). Sự liên hệ giữa các nồng độ
. Độ tan, dung dịch bão hòa, chưa bão hòa, quá bão hòa.
. Nhiệt hòa tan
. Dung dịch chất không điện ly: Áp suất hơi của dung dịch mà cả
dung môi và chất tan đều bay hơi; Áp suất hơi của dung dịch
chứa chất tan không bay hơi; Độ tăng nhiệt độ sôi của dung
dịch chứa chất tan không bay hơi; Độ giảm nhiệt độ đông đặc
của dung dịch chứa chất tan không bay hơi; Áp suất thẩm thấu
của dung dịch; Hệ số Van’t Hoff hiệu chỉnh đối với dung dịch
chứa chất tan điện ly.
II. Cân bằng ion trong dung dịch
. Nhắc lại các khái niệm: Chất điện ly; Chất điện ly mạnh; Chất
điện ly yếu; Chất không điện ly
. Sự ion hóa của nước. Tích số ion K
w
của nước
. Định nghĩa acid baz theo Arrhenius

. Định nghĩa acid baz theo Bronsted-Lowry
. pH, pOH
. Độ mạnh của acid, baz (K
a
, pK
a
, K
b
, pK
b
)











6t

12t

. pH của dung dịch acid, baz mạnh, yếu
. Sự thủy phân của muối, pH của dung dịch muối
. Định phân, chất chỉ thị màu
. Dung dịch đệm: Định nghĩa, công thức tính pH của dung dịch
đệm
. Tích số hòa tan K
sp
của chất ít tan. Từ tích số hòa tan tính độ tan
s và ngược lại. Tính độ tan với sự hiện diện ion chung

Chng 6 Phn ng Oxi Hóa Kh Và in Hóa
. Nhắc lại các định nghĩa và khái niệm: Số oxi hóa; Chất oxi hóa; Chất
khử; Quá trình oxi hóa; Quá trình khử; Phản ứng oxi hóa khử
. Cặp oxi hóa khử (Ox/Kh)
. Thế điện cực chuẩn (Thế khử chuẩn) E
0
/ KhOx
. Ý nghĩa
. Chiều diễn tiến của phản ứng oxi hóa khử trong dung dịch
. Pin điện hóa học. Ký hiệu pin (xét loại đơn giản nhất gồm hai thanh
kim loại khác nhau được nhúng trong dung dịch muối tương ứng và
hai dung dịch muối được nối với nhau bằng một cầu muối). Xác định
chiều di chuyển điện tử, chiều dòng điện, cực âm, cực dương của pin.
Phản ứng xảy ra tại mỗi điện cực. Tính sức điện động chuẩn của pin
. ΔG = -w = -nFE; ΔG
0
= -nFE
0
. Phương trình Nernst

Q
n
EE log
0591,0
0

. Áp dụng tính sức điện động của pin không
chuẩn. Thế điện cực không chuẩn
. Sự liên hệ giữa biến đổi năng lượng với sức điện động và hằng số cân
bằng của phản ứng xảy ra trong pin
. Ăn mòn kim loại (kim loại đóng vai trò anod hay cực âm của pin bị ăn
mòn).
. Điện phân
. Các nguồn điện một chiều: pin sơ cấp (pin Daniel, pin khô); pin thứ
cấp (acqui chì)



5. T
- Bài Giảng Môn Học Hóa Đại Cương Tập II. Biên soạn: Võ Hồng
Thái
- Bài Giảng Môn Học Hóa Đại Cương Tập III. Biên soạn: Lâm Phước
Điền
- Tất cả các giáo trình, sách về hóa đại cương, hóa cơ sở (kể cả tiếng
Việt, tiếng Anh: General Chemistry, Fundamentals of Chemistry) có
rất nhiều ở Trung Tâm Học Liệu của Nhà Trường, ở thư viện, tiệm
sách.
Ngày 20 tháng 12 năm 2007
 

Võ Hng Thái








6t