CÔNG NGHỆ HÓA HỌC Nhiệt hóa học

BỘ MÔN CÔNG NGHỆ HÓA HỌC

NHIỆT
HÓA HỌC

GV: Đào Ngọc Duy


Các trạng thái cơ bản của vật chất
Lực liên kết giữa các phân tử lớn

un p

Rigid

res
su r

able

Solid
Liquid
Gas

Fluid

pr

Lực liên kết giữa các phân tử nhỏ

le

b
a
ur
s
s
e


CÁC ĐỊNH NGHĨA &THÔNG SỐ CƠ BẢN

Áp suất và định luật Boyle

P = r.g.h
1Pa = 1kg.m −1.s −2

Lực gây ra bởi lượng

1atm = 1.01325 ×105 Pa

không khí trên một đơn vị
diện tích của bình chứa

P.V = C
(Boyle Law)


CÁC ĐỊNH NGHĨA &THÔNG SỐ CƠ BẢN

Khí lý tưởng (Ideal gas)
Khí lý tưởng

Khí thực

- Các phân tử khí cực kỳ nhỏ

- Có thể tích thực

- Khí lý tưởng có thể chuyển

- Lực tương tác đáng kể giữa

động theo bất kỳ phương nào.
- Không có lực tương tác giữa
các phân tử khí
Ideal Gas Law

P.V = n.R.T

các phân tử khí
- Áp suất nhỏ hơn khí lý tưởng
cùng thể tích
Van der Waals equation

P = n.R.T /(V − n.b) − a.( n 2 / V 2 )
0.082058 L.atm.mol −1.K −1


CÁC ĐỊNH NGHĨA &THÔNG SỐ CƠ BẢN

CÁC ĐỊNH NGHĨA &THÔNG SỐ CƠ BẢN

Hỗn hợp khí

PA = nA.R.T/V
Ptong = PA + PB + PC +…..
PA = (nA/Sn).Ptong


CÁC ĐỊNH NGHĨA &THÔNG SỐ CƠ BẢN
Hệ cô lập : hệ không có trao đổi chất và năng lượng với bên ngoài
Hệ đóng: hệ không trao đổi chất nhưng trao đổi năng lượng với bên
ngoài
Hệ mở : không có bất kỳ ràng buộc gì
Hệ đồng thể (homogene) :

Hệ di thể (hetoregene) : hệ có

hệ không có bất kỳ bề mặt phân

sự tồn tại những bề mặt phân

chia trong hệ

chia

Hệ đồng nhất là hệ có thành phần và thuộc tính như nhau
ở mọi điểm trong hệ
Pha là tập hợp những thành phần đồng thể giống nhau của 1 hệ

ENTANPI & NỘI NĂNG

H = U + PV
entanpi

nội năng

0
∆H = H T0 − H 298

DU = Q + A

Entanpi của đơn chất bền tại áp

Hệ cô lập : Q=0, A=0 nên DU = 0

suất 1 bar và nhiệt độ 298K

Chu trình đóng : DU = 0

bằng 0.

Chu trình mở : DU = const

Đơn vị của H,U là kJ/mol


PHƯƠNG TRÌNH NHIỆT HÓA HỌC
C(than chì) (r) + O2 = CO2

0
∆H 298
= −393,137 KJ

C(kim cương) (r) + O2 = CO2

0
∆H 298
= −395,030 KJ

Hiệu ứng nhiệt ghi trong phương trình nhiệt hóa học luôn ứng với giả
thiết phản ứng xảy ra hoàn toàn và không xét phản ứng phụ kèm theo.

Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng hóa học
chỉ phụ thuộc vào trạng thái của những chất
đầu và chất cuối, hoàn toàn không phụ thuộc
vào cách tiến hành phản ứng

Hess (1802 – 1850)

C(than chì) → C(kim cương)

0
∆H 298
= −1,893 KJ


PHƯƠNG TRÌNH NHIỆT HÓA HỌC

Sinh nhiệt của một hợp chất là hiệu ứng nhiệt của phản ứng hình thành 1 mol hợp
chất ấy từ các đơn chất ứng với trạng thái bền nhất hoặc thường gặp nhất của các
nguyên tố tự do của hợp chất trong những điều kiện đã cho về áp suất và nhiệt độ

Ca(r) + C (t.c) + 3/2 O2(k) = CaCO3 (r)

0
∆H 298
CaCO3

Hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học = tổng sinh nhiệt của
hợp chất cuối trừ đi tổng sinh nhiệt của hợp chất đầu

DHpu = S(∆Hht)cuoi – S(∆Hht)dau


PHƯƠNG TRÌNH NHIỆT HÓA HỌC

Thiêu nhiệt là hiệu ứng nhiệt của phản ứng oxi hóa 1 mol chất (đơn chất hoặc hợp
chất bằng oxi phân tử đến khi thu được các oxit cao của các nguyên tố tương ứng

∆Hpu = S(∆Hdc)dau – S(∆Hdc)cuoi

Lưu ý : CO2, H2O và một số chất oxi hóa khác có thiêu nhiệt = 0 vì
chúng là sản phẩm cuối cùng của quá trình đốt cháy


PHƯƠNG TRÌNH NHIỆT HÓA HỌC

Năng lượng liên kết EA-B giữa 2 nguyên tử A và B trong một hợp chất là

năng lượng cần thiết để làm đứt mối liên kết này.

∆H pu = ∑dau E − ∑cuoi E
l .ket

l .ket

Lưu ý : Năng lượng liên kết của các hợp chất có thể tra trong sổ tay
hóa học hoặc sổ tay hóa lí.


ẢNH HƯỞNG NHIỆT ĐỘ LÊN HIỆU ỨNG NHIỆT

Định luật Kirchhoff

∂∆H
(
)p = Cp
∂T

∂∆U
(
) v = Cv
∂T
T2

∆H T 2 = ∆H T 1 + ∫ ∆C p .dT
T1

Trong những khoảng nhiệt độ hẹp : DCp ≈ 0 ; DH ≈ const

Trong những khoảng nhiệt độ tương đối hẹp:
DHT2 = DHT1 + DCp . (T2 – T1)


ENTROPY

Trong quá trình thuận nghịch, đẳng nhiệt, đại lượng QTN/T không đổi và tỉ
số này chỉ phụ thuộc trạng thái đầu và trạng thái cuối của quá trình mà
không phụ thuộc vào đường đi. Đại lượng này được gọi là Entropy với
đơn vị là J/(mol.K)
(Nguyên lí thứ 2 của nhiệt động lực học)

DS = QTN/T
dS ≥ dQ/T


ENTROPY

Hệ cô lập (đoạn nhiệt, dQ = 0)
- Nếu dS > 0 (S tăng)

: Quá trình tự xảy ra

- Nếu dS = 0 và d2S < 0

: Quá trình đạt cân bằng

T2

- Quá trình đẳng áp , đẳng tích:

- Quá trình đẳng nhiệt:

dT
∆S = ∫ C p .
T
T1

DST = QT/T

T2

∆S = ∫ Cv .
T1

dT
T


ENTROPY

Lưu ý: có thể tính Entropy quá trình bất thuận nghịch thông qua các quá trình
thuận nghịch

,
TN

DS
3

2

1
DS

TN, DS2

DS = DS1 + DS2 + DS3

TN,

1

BTN, DS

Entropy của một chất rắn nguyên chất
có cấu tạo tinh thể hoàn chỉnh lý
tưởng tại 0°K là bằng 0.
Planck (1858 – 1947)

0
0
0
∆S 298
= ∑ ( S 298
) cuoi − ∑ ( S 298
) dau


NĂNG LƯỢNG TỰ DO GIBBS

G = H – T.S
DGT = DHT – T.DST
DGpư = SDGcuối –
SDSGđầu
Ái lực hóa học không đo bằng nhiệt phản ứng mà đo
bằng công hữu ích cực đại (-DG) mà quá trình sinh ra

Hệ đẳng nhiệt, đẳng áp (dT=0, dP=0)
- Nếu dG < 0 (G giảm) : Quá trình tự xảy ra
- Nếu dS = 0 và d2G > 0

: Quá trình đạt cân bằng


NĂNG LƯỢNG TỰ DO GIBBS

Ảnh hưởng của áp suất đến thế đẳng áp G

∆G = G

P2

−G

P1

P2
= n.R.T . ln
P1
(chỉ đúng đối với khí lý tưởng)

Các phương trình nhiệt động phổ biến

Phương trình Gibbs-Helmholtz :

Phương trình Chomkin-Svartsman:

∂ ∆G
∆H
(
)p =− 2
∂T T
T

∆GT = ∆H 298 − T .∆S 298 − T .∑ ∆ai .M i


ĐẠI LƯƠNG MOL RIÊNG PHẦN – HÓA THẾ

Những phương trình viết cho các đại lượng mol (hệ 1 cấu tử) đều có thể
chuyển thành những phương trình có dạng tương tự viết cho các đại lượng
mol riêng phần (hệ nhiều cấu tử)

Ví dụ:

Gi = H i − T .S i

Phương trình Gibbs-Duherm

X = ∑ ni . X i

∑ n .d X
i

i

=0

(dT=0, dP =0)


ĐẠI LƯƠNG MOL RIÊNG PHẦN – HÓA THẾ

Hóa thế

µi = G i =

∂G
∂ni

µi = µi0 (T ) + RT ln Pi
Thế hóa chuẩn
Hệ đẳng nhiệt, đẳng áp (dT=0, dP=0)
- Nếu S(ni.mi)đầu > S(mj.mj)cuối : Phản ứng theo chiều
thuận
- Nếu S(ni.mi)đầu < S(mj.mj)cuối : Phản ứng theo chiều
nghịch