ĐỀ TÀI NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC

Chương 5. Nhiệt động hóa học

CHƯƠNG 5. NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC
5.1. Nhập môn nhiệt động hóa học
5.1.1. Đối tượng nghiên cứu
Nhiệt hóa học là phần hóa học nghiên cứu định lượng hiệu ứng nhiệt của các
phản ứng hóa học.
Nhiệt động hóa học là phần hóa học nghiên cứu về năng lượng trao đổi kèm
theo các biến đổi vật lý và hóa học .
5.1.2. Một số khái niệm
Hệ hóa học : là chất hay tập hợp liên quan đến các biến đổi vật lý hay hóa học
mà ta đang khảo sát. Phần còn lại xung quanh được là môi trường của hệ.
Hình 5.1. Hệ hóa học
Phân loại hệ:
• Hệ mở (hở): là hệ trao đổi vật chất và năng lượng với môi trường xung quanh.
• Hệ kín (đóng): là hệ chỉ trao đổi năng lượng với môi trường xung quanh.
• Hệ cô lập: là hệ không trao đổi cả vật chất và năng lượng với môi trường xung
quanh.
Hình 5.2. Các loại hệ - Hệ mở, hệ đóng và hệ cô lập
Nội năng (E): là năng lượng có sẵn, ẩn dấu trong hệ. Bao gồm các dạng năng
lượng như: động năng của các phân tử; năng lượng hút và đẩy giữa các hạt bên trong
nguyên tử, giữa các nguyên tử, các ion hay giữa các phân tử; hay các dạng năng lượng
khác. Nội năng là một hàm trạng thái, ký hiệu: E.
E = E
cuối
- E
đầu
= E
sản phẩm
– E
tác chất

= q + w
Trong đó: - q: nhiệt;
-62-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

- w: công.
Thông số trạng thái và trạng thái của hệ:
• Thông số trạng thái : Những đại lượng vật lý xác định tính chất vĩ mô của hệ
được gọi là các thông số trạng thái.
Ví dụ: Nhiệt độ (T), áp suất (P), thể tích (V), khối lượng (m), thành phần hóa
học .v.v là các thông số trạng thái.
• Các thông số trạng thái có thể đo được trực tiếp bằng dụng cụ đo hoặc xác định
gián tiếp qua các biểu thức toán học.
• Biểu thức toán học biểu diễn mối quan hệ giữa các thông số trạng thái được gọi
là phương trình trạng thái.
Ví dụ: Phương trình trạng thái khí lý tưởng PV=nRT hay
RTnPV
i
Σ=
P
i
, n
i
: áp suất riêng phần và số mol của chất khí I trong hỗn hợp;
V,T : thể tích, nhiệt độ của hỗn hợp;
P,
i
n
Σ
: áp suất tổng cộng và tổng số mol của hỗn hợp

i
PP
Σ=
;
R : hằng số khí.
Phân biệt hai loại thông số trạng thái : thông số trạng thái dung độ và thông số
trạng thái cường độ.
• Thông số trạng thái dung độ: là những thông số trạng thái phụ thuộc vào khối
lượng của hệ.
Ví dụ: Thể tích, khối lượng .
• Thông số trạng thái cường độ: là những thông số trạng thái không phụ thuộc
vào khối lượng của hệ.
Ví dụ: Nhiệt độ, áp suất, nồng độ, độ nhớt…… là thông số trạng thái
cường độ.
Trạng thái vĩ mô của hệ:
• Tập hợp những thông số trạng thái biểu diễn các tính chất vĩ mô của hệ được
gọi là trạng thái vĩ mô của hệ.
• Khi giá trị các thông số trạng thái ở mọi điểm của hệ như nhau và không thay
đổi theo thời gian gọi là trạng thái cân bằng nhiệt động của hệ (hay hệ đang ở
trạng thái cân bằng nhiệt động).
Quá trình:
• Khi hệ đang ở một trạng thái nào đó nếu ta thay đổi một trong các thông số
trạng thái thì hệ sẽ thực hiện một sự biến đổi và sẽ đạt tới một trạng thái mới.
Sự thay đổi đó được gọi là quá trình. Vậy quá trình là tập hợp các giai đoạn
biến đổi chuyển từ trạng thái này sang trạng thái khác.
• Phân loại quá trình: Một quá trình xảy ra khi có một (hay nhiều) thông số trạng
thái không thay đổi thì được gọi là quá trình đẳng thông số (hay các thông số)
trạng thái đó.
Ví dụ:
Quá trình đẳng áp: xảy ra ở áp suất không đổi;

Quá trình đẳng tích : ở thể tích không đổi;
Quá trình đẳng nhiệt : ở nhiệt độ không đổi;
Quá trình đẳng nhiệt, đẳng áp: cả nhiệt độ và áp suất không đổi.
-63-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

Hàm trạng thái: Một hàm (nhiệt động học) F nào đó được gọi là hàm trạng thái
nếu giá trị của nó chỉ phụ thuộc vào các thông số trạng thái của hệ mà không phụ
thuộc vào cách biến đổi hệ. Từ định nghĩa này ta thấy các thông số trạng thái đều là
các hàm trạng thái.
Ví dụ: n mol khí lý tưởng ở trạng thái 1 được đặc trưng bằng P
1
V
1
= nRT
1
, ở
trạng thái 2 được đặc trưng bằng P
2
V
2
= nRT
2
. Vậy PV là hàm trạng thái, nó không phụ
thuộc vào cách biến đổi n mol khí từ trạng thái 1 sang trạng thái 2. Hay nói cách khác:
P, V, T .v.v…hoặc E (nội năng), H (enthalpy), S (entropy), G (năng lượng tự do đẳng
áp) .v.v…là các hàm trạng thái.
Hàm quá trình: Những hàm số phụ thuộc vào cách biến đổi của hệ được gọi là
các hàm quá trình.
Ví dụ: Công (w), nhiệt (q) .v.v… là các hàm quá trình.

5.2. Nguyên lý thứ nhất nhiệt động lực học
Nguyên lý thứ nhất nhiệt động học có thể được phát biểu theo ba cách sau:
• Năng lượng không tự sinh ra và không tự mất đi. Nó chuyển biến từ dạng này
qua dạng khác hay từ vật nay qua vật khác theo những tỉ lệ tương đương
nghiêm ngặt.
• Tổng năng lượng của hệ và môi trường của nó là bảo toàn.
• Không thể có động cơ vĩnh cửu loại I, là động cơ có khả năng sinh công liên tục
mà không cần cung cấp năng lượng.
Định luật này được biểu diễn dưới dạng phương trình sau:
E q w∆ = +
với q: nhiệt lượng và w: công.
Theo quy ước:
q > 0 : hệ nhận nhiệt từ môi trường;
q < 0 : hệ tỏa nhiệt ra môi trường;
w > 0 : hệ nhận công;
w < 0 : hệ sinh công.
Tóm tắt:
Hình 5.3. Sơ đồ quy ước dấu về nhiệt và công của hệ
5.3. Enthalpy và hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học
Từ nguyên lý thứ nhất nhiệt động học ta thấy rằng nhiệt tỏa ra khi tạo thành hợp
chất này hay khác càng lớn, thì năng lượng tiêu tốn để phân hủy nó sẽ càng lớn. Do
đó, những chất khi được tạo thành thoát ra một lượng lớn nhiệt thì rất bền và khó bị
phân hủy.
-64-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

Theo nguyên lý thứ nhất của nhiệt động học, khi cung cấp cho hệ một năng
lượng q thì trong trường hợp tổng quát nhiệt năng này sẽ được dùng để làm tăng nội
năng và để thực hiện công w chống lại các lực bên ngoài tác động vào hệ.
Định luật thứ nhất nhiệt động học biểu diễn bằng biểu thức toán học sau:

2 1
( )q E w E E w
= ∆ − = − −
(5.1)
Trong đó:
w: công đối với các quá trình chủ yếu là công chống áp suất bên ngoài;
E
1
: nội năng của hệ trước khi được cung cấp nhiệt;
E
2
: nội năng của hệ sau khi đã được cung cấp nhiệt.
Trong đó công w khi chuyển hệ từ trạng thái 1 sang trạng thái 2 sẽ là:
2 1
. ( )w P V P V V
= − ∆ = − −
(5.2)
Trường hợp 1: Các quá trình xảy ra ở điều kiện thể tích không đổi [đẳng tích
(V = const) ] thì w = 0, từ (5.1) suy ra
12
EEEq
V
−=∆=
(5.3)
Điều này có nghĩa là toàn bộ nhiệt năng mà hệ thu vào trong quá trình đẳng tích
dùng để làm tăng nội năng của hệ.
Trường hợp 2: Các quá trình diễn ra ở điều kiện áp suất không đổi [đẳng áp (P
= const)] thì từ (5.1) và (5.2) suy ra:
p
2 1 2 1

p 2 2 1 1
q =ΔE+P.ΔV
=(E -E )+P(V -V )
q =(E +PV )-(E +PV )
(5.4)
Người ta đặt H = E + PV và gọi H là enthalpy. (5.5)
5.3.1. Enthalpy (Nhiệt phản ứng)
Xét một hệ kín trong đó xảy ra phản ứng:
aA + bB → cC + dD
Nhiệt phản ứng của phản ứng này là nhiệt lượng trao đổi với môi trường khi a
mol chất A tác dụng hoàn toàn với b mol chất B tạo thành c mol chất C và d mol chất
D ở nhiệt độ không đổi .
Nếu phản ứng được thực hiện ở cả áp suất không đổi thì nhiệt phản ứng này gọi
là nhiệt phản ứng đẳng áp hay enthalpy của phản ứng và được ký hiệu ∆H
P
.
Nếu phản ứng thực hiện ở thể tích không đổi thì nhiệt phản ứng gọi là nhiệt
phản ứng đẳng tích, ký hiệu ∆U
V
.
∆H

được dùng nhiều hơn ∆E vì phản ứng thường xảy ra ở áp suất không đổi (ở
bình hở).
H = E + PV (5.5)
Vậy enthalpy H là một hàm phức tạp gồm nội năng (E) của hệ cộng với tích
thể tích (V) của hệ và áp suất (P) đặt trên hệ.
Vì E và PV biểu thị các dạng năng lượng nên H là một hàm năng lượng. Tuy
nhiên, các hàm E, P, V đều có tính cộng nên độ lớn của các hàm này của hệ không phụ
thuộc vào cách tiến hành quá trình mà chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái

cuối của hệ. Enthalpy cũng là hàm trạng thái.
Phản ứng tỏa nhiệt: Phản ứng toả nhiệt là phản ứng nhường nhiệt lượng cho
môi trường , vậy ∆ H

< 0. Ví dụ, phản ứng tôi vôi là phản ứng toả nhiệt.
Ví dụ: CaO + CO
2
= CaCO
3
+ 43kCal (∆H

< 0)
-65-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

Phản ứng thu nhiệt: Phản ứng thu nhiệt là phản ứng nhận nhiệt lượng của môi
trường , vậy ∆H

> 0. Ví dụ phản ứng nung vôi là phản ứng thu nhiệt.
Ví dụ:CaCO
3
+ 43kCal = CaO + CO
2
(∆H

> 0)
Điều kiện chuẩn của phản ứng: Một phản ứng hóa học được gọi là ở điều kiện
chuẩn khi mỗi chất trong phản ứng ( kể cả các chất tham gia và sản phẩm phản ứng) là
nguyên chất ở áp suất 1 atm, nếu chất tan trong dung dịch thì nồng độ của mỗi chất
( hoặc ion) là 1 mol/l (1M) và nhiệt độ của các chất đều bằng nhau.

Ví du 1:
CO (k) + ½ O
2
(k) → CO
2
(k)
Điều kiện chuẩn của phản ứng này ở nhiệt độ 25
0
C là
2 2
1
CO O CO
P P P atm
= = =
.
Ví dụ 2: 2Al (tt) + 3 H
2
SO
4
(dd) → 3 H
2
(k) + Al
2
( SO
4
)
3
(dd)
Phương trình ion mới thể hiện bản chất của phản ứng này :
2Al (tt) + 6 H

+
→ 2Al
3+
+ 3 H
2
(k)
Nhôm (Al) tinh thể tinh khiết, [H
+
] = [Al
3+
] = 1M , P
H2
= 1 atm, T=298
0
K là
điều kiện chuẩn của phản ứng ở 25
0
C. Lưu ý rằng nồng độ [H
+
] = 1M vì chỉ H
+
tham
gia phản ứng và 1 mol H
2
SO
4
điện ly cho 2 mol ion H
+
. Tương tự đối với Al
3+

không
phải Al
2
(SO
4
)
3
.
Enthalpy sinh chuẩn của một chất: Enthalpy sinh chuẩn của một chất là nhiệt
lượng tỏa ra hay thu vào khi tạo thành một mol chất đó từ các đơn chất bền ở áp suất 1
atm và nhiệt độ T, sản phẩm cũng ở áp suất 1 atm và nhiệt độ T.
Ký hiệu: ∆H
0
T,s
( T- nhiệt độ tuyệt đối). Nếu ở 25
0
C thì ký hiệu là ∆H
0
298,s
.
∆H
0
298,s
gọi là enthalpy sinh chuẩn hay enthalpy chuẩn tạo thành của một mol
chất ở 25
0
C. Ví dụ, ∆H
0
298,s
(CO

2
, k) = -393,51 kJ/mol là hiệu ứng nhiệt giữa graphit
(C
gr
) và oxi nguyên chất ở 25
0
C và 1 atm tạo ra 1 mol CO
2
(k) nguyên chất cũng ở
25
0
C và 1 atm.
C
gr
( 1 atm) + O
2
( k, 1 atm) → CO
2
(k, 1atm)
Graphit và O
2
là các đơn chất bền nhất của cacbon và oxi ở 25
0
C và 1 atm.
Từ định nghĩa suy ra rằng enthalpy sinh chuẩn của đơn chất ở nhiệt độ khảo sát
bằng số không: ∆H
0
T,s
= 0.
5.3.2. Hiệu ứng nhiệt của quá trình hóa học

Gọi H
1
là enthalpy của trạng thái ban đầu của hệ;
H
2
là enthalpy của trạng thái cuối của hệ, ta có công thức :

p 2 1
q =H -H =ΔH
(5.6)
Như vậy ∆H là hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học trong đó điều kiện áp
suất không đổi (điều kiện đẳng áp) (chữ H trong enthalpy là chữ H trong ∆H)
Người ta quy ước hiệu ứng nhiệt của một quá trình thu nhiệt vào mang dấu dương,
còn hiệu ứng nhiệt của một quá trình tỏa nhiệt ra mang dấu âm (vì nếu quá trình tỏa
nhiệt thì năng lượng của hệ giảm xuống H
2
< H
1
, nếu quá trình thu nhiệt thì H
2
> H
1
).
Ví dụ:
hoặc
2 2 2
2 2 2
2H (k) + O (k) = 2H O(l) + 571,6kJ
1
H (k) + O (k) = H O(l) + 285,8kJ

2

-66-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

5.4. Phương trình nhiệt hóa học
Phương trình hóa học trong đó chỉ lượng nhiệt thoát ra hay thu vào gọi là
phương trình nhiệt hóa học. Một phương trình nhiệt hóa học gồm :
• Phương trình phản ứng;
• Trạng thái tập hợp của chất phản ứng (rắn, lỏng, khí);
• Nhiệt phản ứng : trị số hiệu ứng nhiệt ghi bên phải của phương trình nhiệt hóa
học: -với ∆H < 0 phản ứng tỏa nhiệt;
∆H > 0 phản ứng thu nhiệt.
Ghi chú : 3 quy tắc quan trọng khi viết phương trình hóa học:
Qui tắc 1: Đổi chiều phản ứng thì nhiệt phản ứng đổi dấu.
Ví dụ:
2 3(r) 2(k) 2 (k) 3(r)
3(r) 2 3(r) 2(k) 2 (k)
Na CO + CO + H O 2NaHCO ,ΔH=-85,2kJ
2NaHCO Na CO + CO + H O , ΔH= 85,2kJ
→
→
Qui tắc 2: Nhân hay chia hai vế của phương trình nhiệt phản ứng với một hệ số
nào đó thì nhiệt phản ứng cũng được nhân hay chia tương ứng.
Vídụ:
2 2(k) 3(k)
2 2(k) 3(k)
1
SO + O SO ,ΔH= -99,1kJ
2

2SO +O 2SO ,ΔH= -198,2kJ
→
→

Quy tắc 3: Đổi trạng thái tập hợp chất phản ứng thì nhiệt phản ứng thay đổi.
Ví dụ:
2(k) 2(k) 2 (l)
2(k) 2(k) 2 (k)
1
H + O H O ,ΔH= -285,8kJ
2
1
H + O H O ,ΔH= -241,8kJ
2
→
→
(vì
2 (l) 2 (k)
H O H O , ΔH = 44kJ
→
)
Ngoài ra nên cho biết áp suất và nhiệt độ tại đó xác định giá trị enthalpy. Thông
số áp suất 1 atm được ký hiệu bằng chỉ số trên “
0
“

, nhiệt độ 25
0
C được ký hiệu bằng
chỉ số dưới 298

0
K của ∆H.
Ví dụ:
0
2(k) 2(k) 2 (l) 298
1
H + O H O , ΔH = -68,317kJ
2
→
5.5. Mối quan hệ giữa enthalpy và nội năng
Đối với những quá trình chỉ có chất rắn và lỏng tham gia thì đại lượng ∆V có
giá trị không đáng kể. Do đó, khi những quá trình này được thực hiện ở áp suất thấp
thì theo (5.4) có thể bỏ qua
EH
∆≈∆
(5.7)
Công thức (5.7) cho thấy nhiệt truyền cho chất rắn và lỏng chủ yếu chuyển
thành nội năng mà không sinh công, tức là chủ yếu làm tăng nhiệt độ của hệ.
-67-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

Đối với những quá trình chất phản ứng hay sản phẩm tạo thành ở thể khí thì
∆(PV) không còn nhỏ nữa, ∆H và ∆E có thể khác xa nhau. Thật vậy, ở nhiệt độ và áp
suất không đổi ta có:
∆PV = P∆V = ∆nRT (5.8)
Với ∆n: hiệu số phân tử gam của các chất khi tham gia phản ứng. Như vậy,
công thức (5.4) có thể viết dưới dạng ∆H = ∆E + ∆nRT . (5.9)
Từ đây, khi ∆n = 0 thì ∆H = ∆E, nhưng khi ∆n
≠
0 thì

EH
∆≠∆
.
5.5.1. Hiệu ứng nhiệt của một số quá trình đẳng áp
Trong thực tế các quá trình hóa học thường xảy ra trong điều kiện áp suất
không đổi vì vậy trong phần này chúng ta học về hiệu ứng nhiệt của một số quá trình
đẳng áp
5.5.1.1. Nhiệt tạo thành (còn gọi là sinh nhiệt) là hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo
thành một mol chất từ các đơn chất ứng với trạng thái tự do bền vững nhất.
Ví dụ :
2
0
2 2 298,sn,CO (k)
C(graphit)+O (k) CO (k), ΔH = -94,05kCal
→

Nhiệt tạo thành của đơn chất ở trạng thái bền vững nhất ở điều kiện chuẩn nhiệt
động (25
0
C 1atm) (còn gọi là enthalpy tạo thành tiêu chuẩn) được quy ước = 0 .
Nhiệt tạo thành càng âm càng bền.
Nhiệt tạo thành càng dương càng kém bền, nghĩa là sẵn sàng biến đổi.
Đơn chất C
graphit
C
kim cương
O
2
O
3

P
đỏ
P
trắng
0
298
( / )H kJ mol
∆
0 +2 0 +143 -391 0
Ví dụ 1:
- Dạng bền nhất của oxy là phân tử
2
O
; nhiệt tạo thành
0)(
2
0
298
=∆
OH
- Nhiệt tạo thành ozon bằng + 143kJ / mol; vì khi tạo thành 1 mol ozon từ
oxy, phân tử hấp thụ 143 kJ.
Ví dụ 2:
P trắng có nhiệt tạo thành = 0 mặc dù nó không phải là dạng đơn chất bền nhất
của P, vì vậy P đỏ có nhiệt tạo thành âm vì nó là dạng đơn chất bền hơn P trắng (
0
298,tt
ΔH = -391kJ/mol
).
Ví dụ 3:

Nhiệt tạo thành tiêu chuẩn của asen clorua lỏng bằng –80,2 kCal nghĩa là có
80,2 kCal tỏa ra khi tạo thành 1 mol AsCl
3
lỏng từ asen đơn chất (rắn) và phân tử clo
ở điều kiện P = 1 atm, T= 298
0
K mô tả bằng phản ứng sau:
As(r) +
0
2 3 298
3
As(r) + Cl (k) = AsCl (l), ΔH = 80,2kCal
2
5.5.1.2. Nhiệt đốt cháy ( còn gọi là thiêu nhiệt)
Nhiệt đốt cháy là hiệu ứng nhiệt của phản ứng đốt cháy 1 mol chất hữu cơ bằng
oxy đơn chất để tạo thành khí CO
2
, nước lỏng và một số sản phẩm khác .
-68-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

Ví dụ: nhiệt đốt cháy của ethal ở điều kiện chuẩn = -372,82 kCal nghĩa là có
372,82 kCal toả ra khi đốt cháy hoàn toàn 1 mol C
2
H
6
bằng oxy đơn chất để tạo thành
CO
2
(k) và nước lỏng ở P = 1 atm, T =298

o
K mô tả bằng phương trình phản ứng :
0
2 6 2 2 2 298
7
C H + O (k) = 2CO (k) + 2H O(l), ΔH ,ch= -372,82Kcal
2
5.5.1.3. Nhiệt chuyển pha
Nhiệt chuyển pha là hiệu ứng nhiệt của quá trình chuyển chất từ pha này sang
pha khác. Tùy thuộc vào loại chuyển pha, nhiệt chuyển pha có tên gọi khác nhau.
Ví dụ:
Nhiệt thăng hoa của iốt là lượng nhiệt cần cung cấp để 1 mol iốt rắn chuyển
hoàn toàn thành hơi.
0
2 2 298,tt
I (r) = I (k),ΔH =14,92kCal/mol
Nhiệt bay hơi của nước là lượng nhiệt cần cung cấp để 1 mol H
2
O lỏng chuyển
hoàn toàn thành hơi.
0
2 2 298,tt
H O(h)= H O(l),ΔH = -10,52kCal/mol
Nhiệt ngưng tụ của nước là quá trình nghịch đảo của quá trình bay hơi.
5.5.1.4. Nhiệt hòa tan
Nhiệt hòa tan là lượng nhiệt tỏa ra hay thu vào khi hòa tan 1 mol chất vào một
lượng nhất định dung môi.
Nhiệt hòa tan chịu ảnh hưởng rất lớn vào lượng và bản chất dung môi hòa tan
Ví dụ: Quá trình hòa tan.
)(.)(.)(.)()(

2
2
4242242
ddOcHSOddObHHSOddOaHHOHcbalSOH
−−+
++=+++
sẽ có giá trị nhiệt hòa tan khác nhau khi tỷ số mol H
2
O/H
2
SO
4
khác nhau.
H
2
O/H
2
SO
4
(mol/mol) 1 100 10.000
∞
0
298
, ( / )H ht kCal mol
∆
-6,71 -17,54 -20,63 -22,77
Ghi chú: Dựa theo đặc điểm quan trọng nhất của những chuyển biến hóa học là
có sự thay đổi cấu trúc electron của các chất thì những quá trình chuyển pha và nhiệt
hòa tan cũng được xem là hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học.
5.6. Định luật Hess

5.6.1. Định luật Hess
Hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học đẳng áp hoặc (và) đẳng tích của hệ cô
lập chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và cuối của các chất, chứ không phụ thuộc vào
các giai đoạn trung gian của quá trình.
Định luật Hess là định luật cơ bản của nhiệt hóa học do nhà khoa học
G.H.Hess (1802 ÷ 1850) tìm ra đầu tiên vào năm 1840 với nội dung như sau: “Hiệu
ứng nhiệt của 1 phản ứng chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái cuối của các
chất tham gia và các sản phẩm mà không phụ thuộc vào cách biến đổi.”
-69-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

Hình 5.4. Sơ đồ năng lượng của quá trình tỏa nhiệt
Theo định luật Hess:
1 2 3 4 5
ΔH = ΔH + ΔH + ΔH = ΔH + ΔH

Có thể minh họa định luật Hess trong ví dụ sau: oxy hóa than chì (grafit) bằng
oxy tạo thành khí cacbonic có thể tiến hành theo hai cách.
Cách 1: Đốt cháy trực tiếp C
(gr)
thành CO
2 (k)
C
(gr)
+ O
2

(k)
= CO
2(k)

, Q
Cách 2: Tiến hành qua hai giai đoạn
C
(gr)
+
1
2
O
2
= CO
(k)
, Q
1
CO
(k)
+
1
2
O
2

(k)
= CO
2(k)
, Q
2
Có thể biểu diễn sơ đồ tổng quát:
Nếu các quá trình trên thỏa mãn điều kiện:
T
đầu

= T
cuối
(đẳng nhiệt)
P
đầu
= P
cuối
(đẳng áp)
Thì
1 2
ΔH = ΔH +ΔH
5.6.2. Các hệ quả của định luật Hess
Hệ quả 1: Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng đẳng áp hoặc đẳng tích bằng tổng
nhiệt tạo thành của các sản phẩm trừ đi tổng nhiệt tạo thành của các chất (có kể các hệ
số của phương trình phản ứng).
aA + bB + …………= cC + dD + …………… (5.10)
pu tt,sp tt,tc
tt,C tt,D tt,A tt,B
ΔH =ΣΔH -ΣΔH
=[c(ΔH )+d(ΔH )+ ]-[a(ΔH )+b(ΔH )+ ]
(5.11)
Ví dụ: Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng :
)()()(3)(
342332
rSOAlkSOrOAl
=+
biết sinh nhiệt mol chuẩn:
-70-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

Áp dụng công thức (5.10) ta được :
[ ]
0
298,pu
ΔH = -821,0 - -400,4+3.(-94,43) = -137,31kCal/mol
Hệ quả 2: Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng nhiệt đốt cháy của các chất
đầu trừ đi tổng nhiệt đốt cháy của các chất sản phẩm (có kể cả hệ số của phương trình
phản ứng).
Với phản ứng (5.10) ta có :
pu cháy,cd cháy,sp
cháy,A cháy,B cháy,C cháy,D
ΔH =ΣΔH -ΣΔH
=[a(ΔH )+b(ΔH )+ ]-[c(ΔH )+b(ΔH )+ ]
(5.12)
Ví dụ: Tính nhiệt cháy của CO
Trong thực tế không thể đo được hiệu ứng nhiệt của phản ứng sau:
2
1
C(gr) + O (k) = CO(k)
2
vì khi đốt cháy C (gr) ngoài việc sinh ra CO (k) còn tạo thành
CO
2
(k), nhưng hiệu ứng nhiệt của hai phản ứng sau thì có thể đo được:
0
(gr) 2(k) 2(k) 298 cháy
0
(k) 2(k) 2(k) 298 cháy
C + O = CO , ΔH , = -393,5kJ
1

CO + O = CO , ΔH , = -283kJ
2
Để xác định hiệu ứng nhiệt của phản ứng ban đầu ta có thể lập sơ đồ (để ứng
dụng định luật Hess).
∆H
C(gr),O
2
(k) CO
2
∆H
1
∆H
2


CO(k)
Theo định luật Hess : ∆H
1
= ∆H + ∆H
2
Vậy: ∆H = ∆H
1
- ∆H
2
= -393,5 kJ – (-283kJ) = -110kJ
Hoặc C
(gr)
+ 1/2O
2(k)
= CO

(k)
,
0
298
ΔH ,ch = -110,5kJ
Hệ quả 3: Hiệu ứng nhiệt của phản ứng thuận bằng hiệu ứng nhiệt của phản ứng
nghịch với dấu ngược lại.
∆H
pư
thuận = - ∆H
pư
nghịch
Ví dụ:
1
2
O
2

(k)
+ H
2 (k)
= H
2
O
(k)
; ∆H
pư
= 57,8

kCal

H
2
O
(k)
=
1
2
O
2

(k)
+ H
2 (k)
; ∆H
pư
= -57,8

kCal
-71-
2 3
3
2 4 3
0
298,tt,Al O (r)
0
298,tt,SO (k)
0
298,tt,Al (SO ) (r)
ΔH = -400,40kCal/mol
ΔH =-94,43kCal/mol

ΔH = -821kCal/mol
Chương 5. Nhiệt động hóa học

5.6.3. Ảnh hưởng của nhiệt độ đến hiệu ứng nhiệt
Hiệu ứng nhiệt là một hàm số của nhiệt độ. Mối quan hệ giữa nhiệt độ và hiệu
ứng nhiệt đẳng áp được biểu diễn bằng công thức Kirchhoff

2
2 1
1
T
T T p
T
ΔH -ΔH = ΔC .dT
∫
(5.13)
với
2 2
T T
ΔH , ΔH
: hiệu ứng nhiệt của phản ứng ở nhiệt độ T
1
và T
2
;
∆C
p
: độ biến thiên nhiệt dung đẳng áp của phản ứng và được tính theo công
thức:
p p,sp p,cd

ΔC =ΣC -ΣC
(5.14)
Nhắc lại:
• Nhiệt dung của một chất là nhiệt lượng cần dùng để nâng nhiệt độ của một
lượng xác định chất đó lên một độ.
• Nhiệt dung riêng là lượng nhiệt cần dùng để nâng 1g chất đó lên 1 độ.
• Nhiệt dung phân tử là lượng nhiệt cần dùng để nâng 1mol chất đó lên 1 độ.
• Nhiệt dung đẳng áp là nhiệt dung của quá trình nâng nhiệt trong điều kiện đẳng
áp, ký hiệu
p
C
.
• Nhiệt dung đẳng tích là nhiệt dung của quá trình nâng nhiệt trong điều kiện
đẳng tích ký hiệu
v
C
.
Ví dụ: Nhiệt dung riêng đẳng áp của nước trong khoảng 14,5
0
C-15,5
0
C bằng 1
Cal/mol.độ.
Nhiệt dung phân tử đẳng áp của nước trong khoảng nhiệt độ này là 18,015
Cal/mol.độ
Trong trường hợp nhiệt dung được coi là không phụ thuộc nhiệt độ thì công
thức (5.13) được viết:
2
2 1
1

T
T T p 2 1 p 2 1
T
ΔH -ΔH =ΔC dT(T -T )=ΔC (T -T )
∫
(5.15)
hay
2 1
T p 2 1 T
ΔH =ΔC (T -T )+ΔH
(5.16)
Ví dụ: Xác định hiệu ứng nhiệt của phản ứng :
(k) 2(k) 2(k)
1
CO + O = CO
2
ở 398
o
K
biết
0
298,pu
ΔH = -67,64kCal
và nhiệt dung phản ứng đẳng áp của CO
(k)
, O
2(k)
và CO
2(k)
lần

lượt là 6,97; 7,05 và 8,96 Cal/mol.
o
K.
Áp dụng công thức (5.14):
p p,sp p,cd
o
7,05
ΔC =ΣC -ΣC = 8,96 - (6,97+ )
2
=-1,535Cal/mol. K
Áp dụng công thức (5.16) ta có:
-72-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

0
398
-1,535(398-298)
ΔH = + (-67,64)
1000
= 67,79kCal
 
 
 
5.7. Nguyên lý thứ hai nhiệt động học và Entropy
5.7.1. Nguyên lý thứ hai
Trong thực tế có nhiều quá trình tự xảy ra không cần có bất kỳ một tác động
nào từ bên ngoài. Tức chúng tự xảy ra theo chiều hoàn toàn xác định.
Ví dụ: - Nước chảy từ trên cao xuống thấp;
- Khí tự chuyển động từ nơi có áp suất cao đến nơi có áp suất thấp;
- Nhiệt tự truyền từ vật nóng sang vật lạnh hơn;

- HCl tác dụng NaOH tạo thành NaCl và H
2
O;
- Phản ứng hóa học tự xảy ra cho tới khi đạt trạng thái cân bằng.
Mọi quá trình tự xảy ra, ít nhất về nguyên tắc đều có thể dùng để sinh công hữu
ích.
Ví dụ: - Nước làm quay tuabin để tạo ra điện năng;
- Phản ứng hóa học trong pin tạo ra điện năng.
Và trong quá trình tự xảy ra hệ mất dần khả năng sinh công hữu ích. Các quá
trình tự xảy ra không có khả năng tự mình xảy ra theo chiều ngược lại.
Nguyên lý thứ hai nhiệt động học có nhiều cách phát biểu khác nhau:
• Nhiệt không thể truyền từ vật lạnh sang vật nóng hơn.
• Công có thể chuyển hoàn toàn biến thành nhiệt, trái lại, nhiệt không thể chuyển
hoàn toàn biến thành công.
• Không thể có động cơ vĩnh cửu loại II, là loại động cơ biến nhiệt hoàn toàn
thành công.
5.7.2 Entropy
Để xét chiều của các quá trình lý học và hóa học, ngoài hiệu ứng nhiệt còn phải
tính đến một hiệu ứng nữa là hiệu ứng entropy.
Biểu thức toán học của nguyên lý thứ hai nhiệt động học được phát biểu dưới dạng
hàm trạng thái entropy S.
5.7.2.1 Định nghĩa entropy
Entropy là thước đo độ hỗn loạn của trạng thái của hệ và được biểu thị bằng
công thức
R
S = KlnW = lnW
N

(5.17)
Trong đó:

N: số Avogadro = 6,023.10
23
(số Avogadro là số nguyên tử có trong 1
mol nguyên tử gam hay số phân tử có trong 1 phân tử gam);
R: hằng số khí;
-73-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

K: hằng số Boltzman
R
K=
N
;
W: là xác xuất trạng thái của hệ.
Để hiểu ý nghĩa của W chúng ta sẽ xem xét thí dụ dưới đây. Trước hết cần hiểu
các khái niệm trạng thái vĩ mô và trạng thái vi mô.
Ví dụ: Hệ gồm nhiều hạt vật chất có thể biểu diễn bằng hai cách : trạng thái vĩ
mô và trạng thái vi mô
Trạng thái vĩ mô của hệ: được đặt trưng bằng những đại lượng có thể đo được
bằng thực nghiệm như: nhiệt độ, áp suất, thể tích .v.v…
Trạng thái vi mô của hệ: được đặc trưng bằng trạng thái tức thời của mỗi hạt
(nguyên tử, phân tử, ion,.v.v…) của hệ như : năng lượng, vận tốc, phương, chiều
chuyển động
Ví dụ: Giả sử có một hệ gồm hai hộp là A và B (mỗi hộp tượng trưng cho một
trạng thái vi mô của phân tử) và 4 hạt vật chất (tượng trưng cho 4 phân tử) đánh số lần
lượt là 1, 2 , 3 và 4. Có thể phân bố mỗi hộp 2 hạt (cách phân bố này tượng trưng cho
một trạng thái vĩ mô của hệ). Sơ đồ sau cho thấy ứng với trạng thái vĩ mô đã chọn có
6 cách phân bố nghĩa là xác xuất trạng thái (W) của trạng thái vĩ mô này bằng 6.
A B A B A B A B A B A B
1 2 3 4 1 3 2 4 1 4 2 3 2 3 1 4 2 4 1 3 3 4 1 2

Hình 5.5. Sự phân bố của các hạt vào các hộp trạng thái
Từ ví dụ này có thể phát biểu như sau: xác xuất trạng thái (W) của một trạng
thái vĩ mô là số trạng thái vi mô tương ứng với trạng thái vĩ mô đó.
5.7.2.2. Tính chất của entropy
• Mỗi chất có giá trị entropy riêng của nó, phân tử càng phức tạp thì entropy
càng lớn.
• Entropy của mọi chất ở
0
K đều bằng 0 vì chúng chỉ có một trạng thái sắp xếp
duy nhất (W = 1). (Đây là nội dung nguyên lý thứ ba nhiệt động học).
• Entropy của các chất tăng theo nhiệt độ.
Trong điều kiện đẳng áp: sự tăng entropy theo nhiệt độ tính theo công thức
(5.18) sau:

2
2 1
1
T
T T p
T
dT
ΔS = S -S = C
T
∫
(5.18)
với C
p
là nhiệt dung đẳng áp của các chất .
Trong trường hợp coi C
p

không phụ thuộc vào nhiệt độ, có thể viết:
-74-
2
1
T
2 2
p p p
1 1
T
T TdT
ΔS = C = C ln = 2,303C lg
T T T
∫
(5.19)
Chương 5. Nhiệt động hóa học

Dùng công thức (5.19) tính entropy của các chất
Ví dụ: Tính entropy của nước ở 90
0
C. Cho biết
0
298
S
(H
2
O, lỏng) = -16,75
Cal/mol.độ và C
p
= 18 Cal/mol.
o

K
Áp dụng công thức (5.19) ta có:

0
363
S
(H
2
O, lỏng)=
0
363
S
+ 2,303Cp.lg
1
2
T
T
= 16,75 + 2,303.18.lg
298
363
= 24, 92 Cal/mol.độ
Entropy là một hàm trạng thái do đó sự biến thiên entropy của một quá trình
được tính theo công thức :
pu sp cd
ΔS = ΣS - ΣS
(5.20)
Ví dụ: Tính
0
298
ΔS

tiêu chuẩn của phản ứng:
C
(gr)
+ CO
2(k)
= 2CO
(k)
Cho biết
0
298
S
(cal/mol.
o
K ) của C
(gr)
, CO
2(k)
và CO
(k)
lần lượt là 1,36; 51,10 và
47,3.
Áp dụng công thức (5.20)
0
298
ΔS
,
pư
= 47,30 x 2 – (1,36 + 51,1) = 42,14 Cal/mol.
o
K

5.7.2.3. Mối quan hệ giữa entropy và nhiệt phản ứng
Quá trình thuận nghịch là quá trình có thể thực hiện theo chiều thuận lẫn chiều
nghịch và khi theo chiều nghịch hệ cũng như môi trường bên ngoài đều trở về đúng
như trạng thái ban đầu của hệ
Ví dụ: Hệ cô lập là quá trình thuận nghịch
Đối với quá trình thuận nghịch, mối quan hệ giữa sự biến thiên entropy và nhiệt
của quá trình theo biểu thức:
tn
q
ΔS =
T
(5.21)
với T: nhiệt độ phản ứng (
0
K).
Còn nếu quá trình là không thuận nghịch thì:
ktn
q
ΔS >
T
(5.22)
Trong quá trình đẳng nhiệt, đẳng áp thì Q
pư
= ∆H (5.6), do đó kết hợp với
(5.21) và (5.22) ta được:
T
H
S
pu
pu

∆
≥∆
hay T. ∆S
pư
≥ ∆H
pư
hay T.∆S
pư
≥ ∆H
pư
(5.23)
5.8. Thế đẳng áp và chiều của các quá trình Hóa học
5.8.1 Định nghĩa thế đẳng áp
Hiệu ứng entropy chỉ dùng để xét chiều của hệ cô lập. Tuy nhiên, các quá trình
lý học và hóa học thường kèm theo cả hiệu ứng entropy và hiệu ứng nhiệt.
-75-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

Ví dụ: Hơi nước ngưng tụ thành nước lỏng là toả nhiệt
)0(
〈∆
H
, quá trình này
kèm theo sự giảm entropy
(ΔS< 0)
vì
)(
2
kOH
S

»
)(
2
lOH
S
.
Ví dụ: Phản ứng :
3 (r) (r) 2 (k)
CaCO CaO + CO
→
Đây là phản ứng thu nhiệt
)0(
〉∆
H
, kèm theo sự tăng entropy
)0(
〉∆
S
, vì số
mol khí ở vế hai nhiều hơn vế một
)0( 〉∆n
.
Trong phần này chúng ta chỉ xem xét của các quá trình thuận nghịch nghĩa là
các quá trình xảy ra với các hệ cô lập. Như vậy chúng ta chỉ sử dụng một phần công
thức (5.23) T.∆S
pư
= ∆H
pư
.
Vì T cũng là yếu tố làm tăng độ hỗn loạn của hệ nên trong biểu thức (5.23) có

hai thành phần cho hai xu hướng diễn biến của quá trình của hệ.
• T.
∆
S là yếu tố đặc trưng cho xu hướng làm tăng độ hỗn loạn của hệ;
•
∆
H là yếu tố đặc trưng cho xu hướng làm tăng độ trật tự của hệ.
nên có thể nói công thức (5.23) phản ánh hai định luật cơ bản của nhiệt động học nghĩa
là phản ánh khuynh hướng tự diễn biến trong tự nhiên: khuynh hướng tăng độ hỗn
loạn của hệ và khuynh hướng làm giảm năng lượng của hệ (tức là khuynh hướng làm
tăng độ trật tự của hệ). Người ta đặt một đại lượng biểu thị cho sự tranh chấp này của
hệ đẳng áp đẳng nhiệt và gọi là sự biến thiên của thế đẳng áp.
Do đó, để xét chiều của các hệ này phải dùng một đại lượng phối hợp được cả
hai hiệu ứng (hiệu ứng nhiệt và hiệu ứng entropy), đó là thế nhiệt động . Thế nhiệt
động thường dùng nhất là thế đẳng nhiệt đẳng áp, thường gọi tắt là thế đẳng áp (hoặc
enthalpy tự do hoặc năng lượng Gibbs), được ký hiệu là ∆G. Thế đẳng áp là đại lượng
dùng để xét chiều của hệ tiến hành ở nhiệt độ và áp suất không đổi. ∆G theo công
thức sau:
∆G = ∆H – T.∆S (5.24)
∆G = G
2
– G
1
: G là thế đẳng áp (còn gọi là năng lượng tự do Gibbs hay là thế
đẳng nhiệt đẳng áp).
Đơn vị của ∆H là J/mol, của ∆S là J/mol.
0
K, nên ∆G phải nhân với T (nhiệt độ
tuyệt đối). Vậy đơn vị của ∆G là J/mol.
Phương trình (5.24) là phương trình cơ bản của nhiệt động hóa học.

Mọi quá trình tự xảy ra theo chiều giảm năng lượng của hệ. Do đó, bất kỳ quá
trình lý học hay phản ứng hóa học nào đều xảy ra theo chiều giảm thế đẳng áp, nghĩa
là theo chiều:
ΔG = ΔH - T.ΔS
< 0
Nếu quá trình xảy ra ở điều kiện chuẩn thì công thức trên có dạng :
-
0 0 0
ΔG = ΔH TΔS
Khi thế đẳng áp của hệ đạt giá trị cực tiểu thì hệ ở trạng thái cân bằng , nghĩa
là:
ΔG = ΔH - T.ΔS
= 0
-76-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

không phải
0
0
=∆
G
.
5.8.2. Ý nghĩa và tính chất của thế đẳng áp:
Thế đẳng áp là một hàm trạng thái. Thực vậy, triển khai công thức (5.24) được:
G = H – TS (5. 25)
Vì H,T và S đều là các hàm trạng thái nên G cũng là một hàm trạng thái, do đó
∆ G của quá trình tính được theo công thức (5.26).
pu sp cd
ΔG = ΣΔG - ΣΔG
(5.26)

∆G cũng như ∆H và ∆S là hàm trạng thái và là đại lượng dung độ.
Có thể dùng
∆
G
pư
làm thước đo cho khả năng tự diễn biến của một quá trình
của một hệ:
• ∆G
pư
< 0 quá trình hoá học có khả năng tự diễn biến
• ∆G
pư
> 0 quá trình hoá học không có khả năng tự diễn biến
• ∆G
pư
= 0 hệ hóa học nằm ở trạng thái cân bằng
Ví dụ: Cho phản ứng sau:
2(k) (k) 2 (k)
1
CO CO + O
2
→
dựa vào các số liệu dưới đây:
Chất O
2
(k) CO
2
(k) CO (k)
0
298,s

ΔH (kJ/mol)
- -393,51 -110,52
0 0
298
S (J/mol. K)
205,03 213,64 197,91
a) Cho biết phản ứng có xảy ra ở điều kiện chuẩn (P = 1atm) và 25
0
C hay không?
b) Từ nhịêt độ nào thì phản ứng có khả năng tự diễn biến ở điều kiện chuẩn (điều kiện
chuẩn nhiệt động)?
Giả thiết rằng ∆ H
pư
và ∆S
pư
hầu như không phụ thuộc nhiệt độ.
Giải:
Enthalpy của phản ứng ở điều kiện chuẩn và 25
0
C là :
0 0 0
298,pu 298, s 298 ,s 2
ΔH ΔH (CO,k) -ΔH (CO , k)
-110,52 + 393,51 = 282,99 kJ
=
=
Sự biến thiên entropy của phản ứng ở điều kiện chuẩn và 25
0
C là :
0 0 0

298,pu 298 2 298 2
o
1
ΔS ΔH (CO,k) + S (O ,k) - ΔS (CO , k)
2
205,03
197,91 + 213,64 = 86,785 J/ K
2
=
= −
-77-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

a)Thế đăng áp chuẩn của phản ứng ở 25
0
C là:
0 0 0
298,pu 298 298
ΔG = ΔH - TΔS
0 -3
298,pu
ΔG = 282,99.10 - 298. 86,785 = 257 128J >0
Vậy ở điều kiện chuẩn và 25
0
C, phản ứng này không xảy ra do
0
0
298
〉∆
G

.
b)Muốn phản ứng trên xảy ra ở điều kiện chuẩn phải có :
000
. STHG
∆−∆=∆
< 0, nghĩa là
0
0
00
S
H
ThaySTH
∆
∆
〉∆〈∆
Nếu coi ∆H
0
và ∆S
0
không biến đổi theo nhiệt độ thì phản ứng trên sẽ bắt đầu
xảy ra khi:
0
282.990
T 3.261 K
86,785
>
?
Lưu ý:
• Vì ∆G là đại lượng dung độ, nên nếu nhân đôi phản ứng, ví dụ trên thì giá trị
∆G cũng tăng gấp đôi, nghĩa là:

0
2(k) (k) 2(k) 298
2CO 2CO +O ;ΔG =257,128.2kJ= 514,256kJ
→
• ∆G cũng là hàm trạng thái, nên nếu viết phản ứng ngược lại thì giá trị ∆G
không đổi, nhưng có dấu ngược lại:
0
(k) 2 (k) 2 (k) 298
2CO + O 2CO ;ΔG = -514,256 kJ 0
→ <
∆G của phản ứng này là âm, nên chiều của nó ở điều kiện chuẩn và 25
0
C là
chiều thuận ( chiều từ trái sang phải).
• ∆G chỉ cho biết chiều của quá trình, không cho biết tốc độ của nó.
5.9. Thế đẳng áp chuẩn tạo thành của một mol chất
Ngoài việc tính ∆G
0
của phản ứng theo công thức
o o o
ΔG = ΔH -TΔS
, ta có thể
tính nó dựa vào thế đẳng áp chuẩn tạo thành của các chất trong phản ứng .
Thế đẳng áp chuẩn tạo thành của một mol chất ở nhiệt độ T là sự biến thiên
thế đẳng áp khi tạo thành một mol chất đó từ các đơn chất bền ở nhiệt độ T và áp suất
1 atm, sản phẩm cũng ở nhiệt độ T và áp suất 1 atm, ký hiệu
0
, sT
G
∆

.
Ví dụ:
0
25 C
0
gr 2 2 298 2
C (1atm)+O (k,1atm) CO (k,1atm);ΔG (CO ,k)=-39 4,38kJ/mol
→
Từ định nghĩa trên suy ra thế đẳng áp chuẩn tạo thành của các đơn chất bền ở
nhiệt độ khảo sát bằng số không;
0
T,s
ΔG
= 0.
Dựa vào
0
T,s
ΔG
của các chất có thể tính
0
T
ΔG
của các phản ứng hoá học theo công
thức sau:
o o
s
ΔG = ΔG
∑
(sản phẩm) -
o

s
ΔG
∑
(tham gia)
Ví dụ: Dùng các số liệu
o
298,s
ΔG
của các chất, tính
o
298
ΔG
của phản ứng sau:
-78-
Chương 5. Nhiệt động hóa học

4 (k) 2 (k) 2 (k) 2 (l)
CH + O CO + 2H O
→
Chất
CH
4

(k)
CO
2

(k)
H
2

O
(l)
o
298,s
ΔG (kJ/mol)
-50,79 -394,38 -237,19
Giải:
0 0 0 0
298 298,s 2 298,s 2 298 4
ΔG = ΔG (CO ,k) + 2ΔG (H O,l) - ΔG (CH ,k)
= - 394,38 - 237,19 x 2 + 50,79 = - 817,97 kJ

-79-