NGUYÊN LÝ 1 CỦA NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC NHIỆT HÓA HỌC

Chöông 2

NGUYÊN LÝ 1
CỦA NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC

& NHIỆT HÓA HỌC


Nội dung
1. Các khái niệm và định nghĩa
2. Nguyên lý thứ nhất của nhiệt động lực học
3. Định luật Hess
4. Nhiệt dung
5. Ảnh hưởng của nhiệt độ đến hiệu ứng
nhiệt của phản ứng- ĐL Kirchhoff
2


1. Các khái niệm và định nghĩa
o Hệ: là phần vật
chất vó mô được
giới hạn để
nghiên cứu
 Môi trường: là
phần thế giới
xung quanh hệ. Môi
trường và hệ có
thể tương tác
hoặc không tương
tác với nhau.

Hệ

Mơi trường

3


1. Các khái niệm và định nghĩa
Hệ vó mô: là hệ gồm một số
rất lớn các tiểu phân (hạt) mà
ta có thể áp dụng các quy luật
xác suất và thống kê.
 Hệ nhiệt động: là hệ đã ở
trạng thái cân bằng (là trạng
thái mà các tính chất của hệ
không thay đổi theo thời gian khi
môi trường không tác động đến
hệ)
 còn gọi là hệ cân bằng



4


1. Các khái niệm và định nghĩa
Phân loại hệ (theo tương tác giữa hệ và môi trường):

Hệ mở
trao đổi

cả chất
và năng
lượng

Hệ đóng
Hệ cô
lập
không trao
không
đổi chất,
trao đổi
nhưng có
chất &ø
thể trao
năng
đổi năng
Hệ đoạn nhiệt:
không trao đổi
nhiệt với
lượng
lượng
môi trường
hệ cô lập là hệ đoạn nhiệt

5


1. Các khái niệm và định nghĩa
Trạng thái: là tập hợp tất cả
các thông số vó mô đặc trưng

cho
mỗi hệ.
Lưu ý:
trạng thái khác với trạng thái tập hợp:
Rắn, lỏng, khí

Ví dụ: một hệ có 1 mol khí ở điều
kiện 1 at, 0oC, có thể tích 22,4 lít

Khi thay đổi (dù là rất nhỏ) một
thông số, thì hệ sẽ chuyển sang
trạng thái khác.
6


1. Các khái niệm và định nghĩa
Thông số trạng thái: là những
đại lượng hóa lý vó mô đặc
trưng cho mỗi trạng thái của hệ.

Ví dụ: nhiệt độ T, áp suất p, thể tích V,
khối lượng m, nồng độ C, nhiệt dung
Cp, khối lượng riêng ρ …
2 loại thông số
trạng

Thôngthái:
số cường độ: không phụ thuộc
vào lượng chất.
 không thể cộng lại với

dụ: T,số
p…
 Ví
nhau vào
Thông
dung độ: phụ thuộc
lượng chất.  có thể cộng lại với
Ví dụ: V, m …
nhau
Ví dụ: V = ∑ Vi ; m = ∑ mi
7


1. Các khái niệm và định nghĩa
Hàm trạng thái: là những đại
lượng đặc trưng cho mỗi trạng
thái của hệ, thường được biểu
diễn hay tính toán thông qua các
thông số trạng thái. .
Ví dụ:
Nội năng U = U(T,
p, ni …)
Entropy S = S (T, p, ni …)

8


1. Các khái niệm và định nghĩa


Quá trình: là con đường mà hệ
chuyển từ trạng thái này sang
trạng thái khác

Khi thay đổi một thông số, thì hệ sẽ
chuyển sang trạng thái khác, nghóa là
hệ đã thực hiện một quá trình.


Pha: tập hợp tất cả những phần
đồng thể của hệ có cùng tính
chất hóa, lý ở mọi điểm.
 Hệ 1 pha: Hệ đồng thể
 Hệ 2 pha trở lên: Hệ dị thể
9


1. Các khái niệm và định nghĩa
o Nội năng (U): là tập hợp tất cả các
dạng năng lượng tiềm tàng trong hệ.



Không đo được U, chỉ xác đònh được
độ biến thiên ∆U (biểu hiện ra
bên ngoài)

Công (A) và nhiệt (Q): là hai
hình thức truyền năng lượng
của hệ

QUY ƯỚC

Công A

Nhiệt Q

Hệ sinh

dương (>0)

âm (<0)

Hệ nhận

âm (<0)

dương (>0)


1. Các khái niệm và định nghĩa


Nhiệt chuyển pha (λ): là nhiệt
mà hệ sinh (hay nhận) trong quá
trình chuyển từ pha này sang pha
khác.λ
=λ
nóng chảy

λ hóa hơi

đông đặc

= λ ngưng

λ thăng hoatụ= λ ngưng
kết


2. Ngun lý thứ nhất của nhiệt động lực học

Trong
Trong một
một quá
quá trình
trình
bất
bất kỳ,
kỳ, biến
biến thiên
thiên
nội
nội năng
năng ∆U
∆U của
của hệ
hệ
bằng
bằng nhiệt

nhiệt lượng
lượng Q
Q
mà
mà hệ
hệ nhận
nhận trừ
trừ đi
đi
công
công A
A hệ
hệ
sinh.
∆U
= sinh.
Q–A
Ý nghóa:
Nguyên lý bảo toàn năng
lượng
(năng lượng không mất đi mà
chuyển từ trạng thái này sang

12


2. Ngun lý thứ nhất của nhiệt động lực học
2

A1

U là một hàm
 ∆Utrạng
= Q1 – Athái:
1 = Q2 – A2 = Q3 –
A3

Q1
Q2

1

p dụng cho quá trình vô
cùng nhỏ:
dU = δ Q − δ A

A2
A3
Q3

Trong đó: “d”: vi phân toàn phần
(tương ứng cho các hàm trạng
thái)
“δ” : biến thiên nhỏ của các
đại lượng (các hàm số của
quá trình, không phải là hàm 13


2. Nguyên lý thứ nhất của nhiệt động lực học

Giả sử công hệ sinh chỉ là công thể tích:

δ A = p.dV

⇒ dU = δ Q − p.dV
V2

⇒ ∆U = Q − ∫V p.dV
1

dh

14


2. Ngun lý thứ nhất của nhiệt động lực học

a. Q trình đẳng tích:
V2

dV = 0 → Av = ∫V p.dV

∆U = Q –
A
=0

1

∆ U = QV
Nhiệt hệ nhận bằng biến thiên của

nội năng U

15


2. Ngun lý thứ nhất của nhiệt động lực học
∆U = Q –
A
p.dV = p ( V2 − V1 ) = p.∆V

b. Q trình đẳng áp:
V2

Ap = ∫V
p = const →

1

∆ U = Qp – Ap = Qp – p ∆ V= Qp –∆ (pV)
Qp = ∆ U + ∆ (pV) = ∆ (U + pV) = ∆ H
Qp = ∆ H
Nhiệt hệ nhận bằng biến thiên
của enthalpy H.
H = U+pV : Enthalpy (Hàm Nhiệt)
(là một hàm trạng thái)
16


2. Nguyờn lý th nht ca nhit ng lc hc
U = Q

A
c. Quỏ trỡnh ng ỏp ca Khớ Lý Tng:
Phửụng trỡnh traùng thaựi: pV = nRT

Ap = p V = (pV) = (nRT) = nRT

Up = Qp nR

T
Up = H nR
T soỏ khớ :
R laứ haống
R = 1,987 cal/mol.K = 8,314 J/mol.K = 0,082
l.atm/mol.K
17


2. Ngun lý thứ nhất của nhiệt động lực học

d. Q trình đẳng nhiệt của Khí Lý Tưởng:
Đònh luật Joule: (áp dụng cho khí
lý tưởng)
Nội năng của khí lý tưởng chỉ
∆UT nhiệt
=
phụ thuộc vào
độ : U=f(T).
V2

0T =∫ p.dV

QT = A
V
1

∫

V2

V1

nRT
= dV
V

QT = nRT ln(V2/V1) = nRT
ln(p1/p2)
18


3. Định luật Hess
Q4

Q5

Q3
Q

1
Q1
Germain Henri Hess

(1802 - 1850)

2
Q2

Q = Q1 + Q 2 = Q 3 + Q 4
+ Q5

Trong một quá trình đẳng áp
hay đẳng tích, nhiệt phản
ứng chỉ phụ thuộc vào trạng
thái đầu và trạng thái cuối
mà không phụ thuộc vào các
19
trạng thái trung gian.


3. Định luật Hess
Từ nguyên lý thứ nhất:
• Quá trình đẳng tích:

QV =∆ U

• Quá trình đẳng áp:

Qp =∆ H

Do U, H là hàm trạng thái nên giá trị không phụ
thuộc vào đường đi
ĐL Hess là hệ quả của nguyên lý

thứ nhất
20


3. nh lut Hess

Heọ ngửng tuù: (loỷng hay raộn)
(PV) 0



H U

21


3. Định luật Hess

Hệ khí lý tưởng:
= ∆(nRT)


Nếu đẳng nhiệt:

PV = nRT



∆(PV)

∆H =∆U + ∆(nRT)
∆ H = ∆ U + RT∆ n

∆n là biến thiên số mol khí trong
quá trình:
∆n = Σn khí cuối - Σn khí đầu
22


3. Định luật Hess
Hệ quả:

a/

(tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng
hóa học)

∆Hthuận = –∆Hnghòch

b/ ∆H pư =

∑ ∆H

(S)cuố
i

− ∑ ∆H(S)đầu

∆H(S)
- Nhiệt sinh: Nhiệt phản ứng tạo thành 1mol chất đó từ các

(S)
đơn chất bền nhiệt động ở T, P xác định.
c/ ∆H pư = ∑ ∆H(ch)đầu − ∑ ∆H(ch)cuối
∆H(ch)
- Nhiệt cháy: Nhiệt phản ứng cháy 1mol chất đó với O22 tạo
(ch)
các oxit hóa trị cao nhất ở T, P xác định.
∆H(S) ; ∆H(ch) (kcal/mol hoặc kJ/mol): (sổ tay hóa lý)
(ở điều kiện :25oC, 1 atm)
23


3. Định luật Hess
Ví dụ:
Tính hiệu ứng nhiệt ( ∆ H 00298
) của các
298
phản ứng sau:
2CO (k) + O22 (k)  2CO22 (k)
(1a)
(1b)

Chất

(2)

CO(2)
(k)

CO (k) + ½O22 (k)  CO22 (k)

Nhiệt Sinh ∆ H 0298
Nhiệt cháy ∆ H 0298
C22H44 (k) (kcal/mol)
+ H22O (l)  C22H55OH(kcal/mol)
(l)

-26,4

-

CO2 (k)

-94,1

-

H2O (l)

-68,3

-

C2H4 (k)

12,5

-337,2

C2H5OH (l)

-66,4

-326,7
24


3. Định luật Hess
•

Nhiệt hòa tan

– Nhiệt hòa tan tích phân: nhiệt hòa tan 1mol chất tan
trong một lượng xác định dung môi.
– Nhiệt hòa tan vô cùng loãng: giới hạn của nhiệt hòa
tan tích phân khi lượng dung môi nhiều vô cùng.
– Nhiệt hòa tan vi phân: nhiệt hòa tan 1mol chất vào
một lượng vô cùng lớn dung dịch có nồng độ xác
định.

25