Chuyên đề bồi dưỡng học sinh giỏi quốc gia: Nhiệt hóa và nhiệt động hóa học

CHUN ĐỀ BỒI DƯỠNG HSG MƠN HĨA HỌC

LÝ THUYẾT VÀ BÀI TẬP
NHIỆT ĐỘNG VÀ NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC

1


CƠ SỞ LÝ THUYẾT
A. NHIỆT HÓA HỌC:
Là một phần của nhiệt động học nhằm mục tiêu nghiên cứu về nhiệt của phản ứng hóa học
và nhiệt của q trình biến hóa chất từ trạng thái tập hợp này sang trạng thái tập hợp khác hay từ
dạng tinh thể này sang dạng tinh thể khác.
I.
Một số khái niệm:
1. Nhiệt phản ứng: là lượng nhiệt tỏa ra hay thu vào trong phản ứng hóa học, thường
được kí hiệu là Q (kJ).
 Phản ứng có sự biến đổi về thể tích (thường thấy khi có chất khí tham gia)
- Nhiệt phản ứng đo ở áp suất khơng đổi, kí hiệu: H (Entanpi)
- Nhiệt phản ứng đo ở thể tích khơng đổi, kí hiệu: U
Lưu ý: Trên thực tế thường gặp phản ứng xảy ra ở P = const
 Qui ước:
H < 0: phản ứng tỏa nhiệt (+Q)
H > 0: phản ứng thu nhiệt (-Q)
 Phương trình nhiệt hóa học: là phương trình phản ứng hóa học có ghi lượng nhiệt tỏa
ra hay thu vào (kèm trạng thái các chất).
Ví dụ 1:
C(than chì) + H2O (k) = CO(k) + H2 (k)
H = 131,25 kJ/mol
Q = -131,25 kJ/mol
 12g than chì tác dụng với 18g hơi H2O ở áp suất không đổi tạo nên 28g CO và 2g khí

H2 và thu vào lượng nhiệt là 131,25 kJ.
Ví dụ 2:
C(than chì) + O2 (k) = CO2 (k)
H = -393,5 kJ/mol
Q = 393,5 kJ/mol
 12g than chì tác dụng với 32g O2 ở áp suất không đổi tạo nên 44g CO2 và tỏa ra 393 kJ
nhiệt.
2. Nhiệt tạo thành (Nhiệt sinh): (Hs hay Hf):
Nhiệt tạo thành (nhiệt sinh) của một chất là lượng nhiệt của phản ứng tạo thành 1 mol chất
đó từ các đơn chất.
Kí hiệu: Hs hay Hf (kJ/mol)  đo ở p = const
Nhiệt tạo thành chuẩn (nhiệt sinh chuẩn) là nhiệt tạo thành của một chất được đo ở điều
kiện chuẩn (t = 25oC và p = 1 atm)
Kí hiệu: H o298 , H so , H of (kJ/mol)  đo ở p = const
Ví dụ 1:
C(r)
+
O2 (k) =
CO2 (k)
H = -393,5 kJ/mol
(đơn chất)
(đơn chất)
(khí cacbonic, 1 mol)
 Nhiệt tạo thành (nhiệt sinh) chuẩn của CO2 là H so = -393,5 kJ/mol
Ví dụ 2:
2H2 (k) + O2 (k) = 2H2O (k)
H = -571,66 kJ/mol
H2 (k) + ½ O2 (k) = 2H2O (k)
H = -285,83 kJ/mol
(nước, 1mol)

 Nhiệt tạo thành chuẩn (nhiệt sinh chuẩn) của H2O : Hos = -285,83 kJ/mol
Lưu ý:
- không phải mọi chất đều có thể tổng hợp được từ các đơn chất  xác định nhiệt
tạo thành gián tiếp từ nhiệt tạo thành của các chất khác bằng định luật ở phần .
- Hos đơn chất = 0
3. Nhiệt đốt cháy (thiêu nhiệt): là lượng nhiệt sinh ra khi đốt cháy hoàn toàn 1 mol
chất (thường áp dụng với chất hữu cơ)
Ví dụ:
C(r) + O2 (k) = CO2 (k)
Hotn = -393,5 kJ/mol

2


4. Nhiệt thăng hoa: là lượng nhiệt chuyển 1 mol chất từ trạng thái rắn sang trạng thái
hơi (khí). Kí hiệu: S (kJ/mol)
Ví dụ: Khi đưa 1 mol tinh thể Na từ rắn sang dạng khí Na(k):
Na(tt)  Na(k)
SNa = 109 kJ/mol
ta phải cung cấp năng lượng SNa: năng lượng thăng hoa của Na
5. Nhiệt nguyên tử hóa (Năng lượng liên kết): là lượng nhiệt chuyển 1 mol phân tử
chất thành nguyên tử. Hay: Năng lượng liên kết là năng lượng cần thiết để phá vỡ tất cả các liên
kết có trong 1 mol chất (phân tử  nguyên tử). Kí hiệu: Elk (kJ/mol)
Ví dụ:
ECl-Cl = 242 kJ/mol
 Để phá vỡ tất cả các liên kết Cl-Cl trong 1 mol khí Cl2 phải tiêu tốn một năng lượng 242
kJ.
6. Năng lượng ion hóa (I):  KIM LOẠI
Là năng lượng cần thiết để chuyển 1 mol phân tử thành ion.
Ví dụ:

Na – 1e  Na+
I1Na = 496 kJ/mol
7. Ái lực electron (E):  PHI KIM
Là năng lượng tỏa ra khi nguyên tử kết hợp với các electron.
Ví dụ:
Cl + 1e  ClECl = -361 kJ/mol
8. Nhiệt hịa tan: Q trình hịa tan có thể thu hay phát nhiệt.
Hht = Hcp + Hs
- Hcp: nhiệt chuyển pha (rắn  lỏng, ...)  thu nhiệt Hcp > 0.
- Hs: nhiệt solvat hóa (nhiệt dung mơi hóa, VD: nhiệt hidrat hóa...)  tỏa nhiệt Hs < 0
 Hịa tan chất khí: khơng cần tiêu tốn năng lượng để phá vỡ cấu trúc của chất khí  Hcp
=0
 Hht(ck) = Hs < 0
 Q trình hịa tan chất khí ln ln phát nhiệt.
 Hịa tan tinh thể ion (có Uml: năng lượng mạng lưới)
Hcp = Uml > 0
{Uml{ > {Hs ion{
 Hht > 0
 Quá trình hịa tan thu nhiệt
Lưu ý:
- Nhiệt hịa tan thường không lớn nhưng trong một vài trường hợp biểu hiện khá rõ. Ví dụ:
Đổ H2SO4 (nhiều) vào nước.
- Đối với tinh thể phân tử và chất lỏng:
+ Lực tương tác chủ yếu là lực Vanderwaals hoặc lực liên kết hidro có năng lượng bé
 {Hcp{ < {Hs{  Hht < 0  q trình hịa tan phát nhiệt
Ví dụ: đường, rượu… khi hịa tan vào nước ln phát nhiệt.
+ Bản thân các phân tử khơng phân cực, sự solvat hóa khơng đáng kể  Hht ≈ 0
Ví dụ: H ht ( I 2 ) ≈ 0
Áp dụng: Tính nhiệt hịa tan LiCl vào H2O biết:
Eml (LiCl) = 840 kJ/mol

Hs (Li+) = -520 kJ/mol
Hs (Cl-) = -366 kJ/mol
 Hht(LiCl) = 840 + (-520) + (-366) = -46 kJ/mol
Các định luật:
1. Định luật Lavoasier và Laplace :
Lượng nhiệt được hấp thụ khi một chất phân hủy thành nguyên tố bằng lượng nhiệt được
phát ra khi tạo thành chất đó từ các nguyên tố.
Ví dụ: ½ H2 (k) + ½ I2 (k) = HI (k)
Ho = 25,9 kJ/mol
II.

3


 HI (k) = ½ H2 (k) + ½ I2 (k)

Ho = -25,9 kJ/mol

2. Định luật Hess :
Nhiệt của phản ứng hóa học chỉ phụ thuộc vào trạng thái của chất đầu và chất cuối chứ
không phụ thuộc vào đường đi của q trình.
 Hệ quả: Có thể cộng hay trừ những phương trình nhiệt hóa học như những phương
trình đại số (để triệt tiêu chất trung gian).
 + Tính nhiệt của tất cả mọi phản ứng
 Phương pháp tổ hợp
+ Tính nhiệt tạo thành của hợp chất
Ví dụ1: Cho biết nhiệt của các phản ứng sau:
C(r) + O2 (k) = CO2 (k)
(1)
CO(k) + ½ O2 = CO2 (k)

Tính nhiệt tạo thành của CO.
Cần tính: C(r) + ½ O2 (k) = CO (k)
 Áp dụng định luật  và :
C(r) + O2 (k) = CO2 (k)
(1)
CO2 (k) = CO(k) + ½ O2


H 1o  393,5kJ / mol

(2)

H o2  283,0kJ / mol

Giải
(3)

H 3o  ? kJ từ (1) và (2)

(2)

H 1o  393,5kJ / mol
 H o2  283,0kJ / mol

C (r) + ½ O2 = CO(k)
(3)
o
o
o
H 3  H1  H 2  393,5  283  110 ,5kJ / mol

Ví dụ 2: Cho nhiệt các phản ứng sau:
3
2Al ( r )  O 2( k )  Al 2 O 3( r )
2
3
S ( r )  O 2( k )  SO 3( r )
2
2Al ( r )  3S ( r )  6O 2( k )  Al 2 (SO 4 ) 3( r )
Tính nhiệt của phản ứng:
Al 2 O 3( r )  3SO 3( k )  Al 2 (SO 4 ) 3( r )

(1)

H 1  1676 ,0kJ

(2)

H 2  396 ,1kJ

(3)

H 3  344 ,2kJ

(4)

H 4  ? kJ

Giải
3

(1)
Al 2 O 3( r )  2Al ( r )  O 2( k )
2
9
(2)
3SO 3( r )  3S( r )  O 2( k )
2
2Al ( r )  3S ( r )  6O 2( k )  Al 2 (SO 4 ) 3( r ) (3)
Al 2 O 3( r )  3SO 3( k )  Al 2 (SO 4 ) 3( r )

 H 1  1676 ,0kJ
 H 2  396 ,1kJ
H 3  344 ,2kJ

(4)

H 4  H 1  H 2  H 3  577 ,3kJ
B-NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC:
Nghiên cứu sự biến hóa của các dạng năng lượng khác nhau trong phản ứng hóa học, các
q trình hịa tan, bay hơi, kết tinh...
I.
Nguyên lý thứ nhất của nhiệt động học (Định luật bảo tồn năng lượng)
Phát biểu: Năng lượng khơng tự sinh ra hoặc tự biến mất mà chỉ có thể biến từ dạng này
sang dạng khác.
 Định luật Hess cũng như các định luật nhiệt hóa học khác đều có thể rút ra từ nguyên lí
thứ nhất của nhiệt động học:
 chất Z sinh ra lượng nhiệt Q1
Giả sử biến trực tiếp chất A 
4

q3
q1
q2
Gián tiếp A 
B 
C 
Z Q2 = q1 + q2 + q3
Nhất thiết phải có Q1 = Q2

II. Nội năng – Entanpi và nhiệt dung:
1. Nội năng (U):
Nội năng của một chất chỉ năng lượng dự trữ của chất đó
Năng lượng các
dạng chuyển động
(tịnh tiến, quay,
dao động)

Năng lượng của e
và hạt nhân

Năng lượng liên kết
giữa các nguyên tử
trong phân tử, giữa các
phân tử, ion.

- Không xác định được giá trị tuyệt đối của nội năng.
- Dựa vào năng lượng phát ra hay thu vào của hệ, xác định được U
- Độ biến thiên nội năng: U = U2 – U1
- Truyền cho hệ một nhiệt lượng Q:

+ Làm tăng nội năng hệ một lượng U
+ Sinh ra cơng A.
Q=U+AU=Q–A

Ví dụ: Truyền một lượng nhiệt cho khí đựng trong xilanh dưới một đoạn pittơng thì
+ Khí được đốt nóng
+ Khí giãn nở  sinh ra một công nâng pittông lên
Với A = PV: công giãn nở
P: áp suất
V= V2 – V1: độ biến thiên thể tích
- Đối với hệ có V = const (V= 0) khi được cung cấp nhiệt lượng Q (phản ứng xảy ra trong bom
nhiệt lượng kế, những phản ứng xảy ra giữa các chất rắn hay các chất lỏng mà khơng sinh ra chất
khí thực tế khơng có sự biến đổi thể tích)
A = 0  Qv = U (Nhiệt Q chỉ làm tăng nội năng hệ)
 U: nhiệt của phản ứng xảy ra khi V = const.
2. Entanpi (H):
Các phản ứng hóa học thường khơng phải thực hiện ở V= const mà ở p= const (p=1 atm
= 760 mmHg: áp suất khí quyển)
Giả sử p= const, cung cấp cho hệ nhiệt lượng QP.
Theo nguyên lí 1: QP = U + A = U + PV
(H= U + PV)

QP = U2 – U1 + PV2 – PV1 = (U2 + PV2) – (U1 + PV1)

QP = H2 – H1 = H nhiệt Q làm tăng entanpi hệ
* H: entanpi ( H: biến thiên entanpi của hệ)
 H: nhiệt của phản ứng xảy ra khi p = const
3. Quan hệ giữa U và H:
- Phản ứng tỏa nhiệt: U và H ↓  U và H < 0

- Phản ứng thu nhiệt: U và H ↑  U và H > 0

P  PKQ

- Phản ứng có chất rắn, chất lỏng  V ≈ const   PV bé  U ≈ H
- Phản ứng có chất khí: U ≠ H
 Khí lí tưởng (khơng có sự tương tác giữa hai phân tử cạnh nhau)
PV = nRT
n: độ biến thiên số mol khí
PV = nRT
R: hằng số khí (R = 8,314 J/mol.độ)

H = U + nRT
5


+ Khi n = 0  U = H
Ví dụ: H2(k) + Cl2(k) = 2HCl(k)
n=0
 U = H = 92,3 kJ/mol
+ Khi n > 0  U < H
Ví dụ: C(r) + ½ O2(k)  CO(k)
 o298  110,524 kJ / mol . Tính U của phản ứng biết 1 mol than chì có V = 0,0053 l
1
1
n  (1  ) 
2
2
22, 4
 V 

 11, 2l  V  doC
2
Hướng dẫn:  H  U  nRT
1 8,314  298
 110,524  U 
2  1000
 U  111, 762 ( kJ / mol )
4. Các cách xác định nhiệt của phản ứng:
a) Tính theo nhiệt tạo thành: H s  H f

H   H s(sp)   H s(tg )

Lưu ý: H so (đơn chất) = 0
Ví dụ: Phản ứng CaCO3 = CaO + CO2 với H s 298 của các chất là
CaCO3
CaO
CO2
H so298
o

kJ/mol


H pu 

H so(CaO )



H so(CO 2 )

-1206,9



-635,5

-393,5

H so(CaCO3 )

 (635,5  393,5)  (1206,9)  177,9 (kJ / mol )
b) Tính theo nhiệt đốt cháy (thiêu nhiệt) – Định luật Hess:

H pu  H tn (tham gia)  H tn ( san pham)

Ví dụ: Tính nhiệt của phản ứng:
Biết:

C2H4 + H2  C2H6
C2H4 + 3O2  2CO2 + 2H2O(l)
H2 + 0,5O2  H2O(l)
C2H6 + 3,5O2  2CO2 + 3H2O(l)

H1 = -1409,6 kJ/mol
H2 = -285,8 kJ/mol
H3 = -1558,4 kJ/mol

Cách 1:

H pu  H1  H 2  H 3  1409,6  285,8  1558,4  137 kJ / mol
Cách 2: Dùng phương pháp tổ hợp:
C2H4 + 3O2  2CO2 + 2H2O(l)
H2 + 0,5O2  H2O(l)
2CO2 + 3H2O(l)  C2H6 + 3,5O2
C2H4 + H2  C2H6

H1 = -1409,6 kJ/mol
H2 = -285,8 kJ/mol
- H3 = 1558,4 kJ/mol
H = -137 kJ/mol

c) Tính theo năng lượng liên kiết Elk (kJ/mol)

H pu  Elk (tham gia)  Elk ( san pham)

Ví dụ: Tính nhiệt của phản ứng H2 + Cl2 = 2HCl

6


Cho năng lượng liên kết các chất như sau: H-H (435,95 kJ/mol), Cl-Cl (242,6 kJ/mol)
và H-Cl (431,6 kJ/mol)

H  E H  H  ECl  Cl  2  E H  Cl  435,95  242,6  2  431,58  184,61kJ

 Năng lượng tỏa ra khi hình thành liên kết H-Cl trong 2 mol H-Cl vượt năng lượng
cần thiết để phá vỡ liên kết trong 1 mol H-H và 1 mol Cl-Cl  Sự tạo thành HCl từ H2 và Cl2 tỏa
nhiệt.
Lưu ý:

Từ Elk  Hpu
Từ Hs  Hpu
Từ Htn  Hpu
5. Nhiệt dung:
a) Định nghĩa:
- Là lượng nhiệt cần dùng để nâng cao nhiệt độ của chất thêm 1 oC
- Nhiệt dung của 1g chất gọi là nhiệt dung riêng
- Nhiệt dung của 1 mol chất gọi là nhiệt dung mol (hay gọi riêng là nhiệt dung nguyên
tử hoặc phân tử)
+ Nhiệt dung mol ở p = const  CP
+ Nhiệt dung mol ở V = const  CV
+ Với khí lí tưởng: CP – CV = R (khí thực: CP – CV  R)
+ Với chất rắn hay chất lỏng: CP = CV
b) Lưu ý:
Định nghĩa nhiệt dung mol ở áp suất không đổi (p = const)
T

T

T

2
2
1
dQP dH
CP 

 C P  const (T2  T1 )   dQ p   C p dT  QP  C P  dT
dT
dT

T
T
T
1

1

2

Định nghĩa nhiệt dung mol ở thể tích khơng đổi (V = const)
T

T

T

2
2
1
dQV dU
CV 

 CV  const (T1  T2 )   dQV   CV dT  QV  CV  dT
dT
dT
T
T
T
1

1

2

6. Sự phụ thuộc của nhiệt phản ứng vào nhiệt độ và áp suất:
H phụ thuộc vào nhiệt độ.
Xét phản ứng tổng quát aA + bB  cC + dD
Việc chuyển các chất phản ứng thành sản phẩm ở T 1 trình bày theo sơ đồ (1 trong 2
cách)
(aA + bB) ở T2

Cách 2
H2

(cC + dD) ở T2

H’

H’’
H1
Cách 1

(aA + bB) ở T1

(cC + dD) ở T1

Vì H khơng phụ thuộc đường đi: H1 = H’ + H2 + H’’
Tổng nhiệt dung của các chất phản ứng (chất tham gia) và sản phẩm
T2

C P  aC p ( A)  bC p ( B )  H '   C P (tham gia) dT
T1
T1

C P  cC p (C )  dC p ( D )  H ' '   C P ( san pham) dT
T2

 H2

=

H1  H 'H ' '
7


T2

T1

T1

T2

H1   C P (tham gia) dT   C P ( san pham) dT

=

T2

T2

T1

T1

H1   C P ( san pham) dT   C P (tham gia) dT

=

H1 

=

T2

 C P ( san pham)  C P (tham gia)  dT

T1

Vậy: C P  C P ( san pham)  C P (tham gia)
 H 2  H 1 

T1

 C P dT : phương trình Kirchhoff

T1

CP ở T1 và T2 khác nhau rất bé  CP = const
 H 2  H1  C P (T2  T1 )

n mol  H 2  H1  nC P (T2  T1 )
Áp dụng: Tìm H ở 398oK của phản ứng CO + ½ O2 = CO2 biết H s 298 = -283 kJ/mol
CP
CO
O2
CO2
Cal/mol.độ
6,97
7,05
8,06
Cho biết: 1 cal = 4,184 J
o

III. Nguyên lý thứ hai của nhiệt động học:
Q trình một hệ nào đó trải qua khi chuyển từ trạng thái này sang trạng thái khác được chia
làm hai loại:
+ Q trình thuận nghịch
+ Q trình khơng thuận nghịch
1. Khái niệm về entropi (S, J/mol.độ):
o

Là thước đo mức độ hỗn loạn của hệ, kí hiệu: S, S 298 : entropi chuẩn  Mức độ hỗn
loạn càng cao  entropi có giá trị càng lớn.
Ví dụ:
S tăng khi chất rắn nóng chảy, chất lỏng sơi
S giảm khi làm lạnh, hóa rắn, ngưng tụ, kết tinh
2. Tính biến thiên entropi (S):
Trong quá trình thuận nghịch: S  S 2  S1 
Q: Lượng nhiệt mà hệ phát ra hay thu vào ở T
* Trong q trình khơng thuận nghịch: S 

T2

Nếu T thay đổi  S ≥



T1

Q
(Q = H, p = const; Q = U, V = const)
T
Q
T
dQ
T

* Hệ cô lập (Q= 0)  S ≥ 0  Entropi của hệ cơ lập khơng đổi hoặc tăng
Ví dụ 1: Tính biến thiên entropi của quá trình nước đá biến thành nước lỏng biết nhiệt nóng chảy
H của nước đá là 6019,2 J/mol.

S 

Q H 6019,2


 22 J / mol.do
T
T
273

8


Ví dụ 2: Nhiệt bay hơi của nước ở áp suất khí quyển là 9700 cal/mol. Tính biến thiên entropi q
trình sơi của H2O.

S 

Q H 9700  4,18


 108,7 J / mol.do
T
T
273  100

Lưu ý: Entropi của các chất tinh khiết ở độ không tuyệt đối đều bằng 0  Nguyên lý III của
nhiệt độ học.
S (khí) > S (lỏng) > S (rắn)

S pu  S( san pham)  S(tham gia )
Ví dụ:

C(r)
o
S 298

+

5,75

CO2 (k) =

2CO (k)

213,68

197,54 (J/mol.độ)

S pu  2  197,54  (5,75  213,68)  175,56 ( J / mol.do)

3. Sự phụ thuộc của entropi vào nhiệt độ:
Entropi biến đổi theo nhiệt độ. Trong một khoảng nhiệt độ hẹp:

C P  const : S  S 2  S1  C P ln

T2
T1

CV  const : S  S 2  S1  CV ln

T2
T1

S thường nhỏ, có thể bỏ qua (độ tăng tổng entropi của sản phẩm và chất tham gia có thể bù trừ
cho nhau)
IV. Entanpi tự do hay năng lượng Gibbs:
1. Khái niệm:
Đặc trưng H thể hiện xu hướng kết hợp các hạt thành những tập hợp lớn hơn  làm
giảm entanpi (đi tới năng lượng cực tiểu)

Đại lượng S thể hiện xu hướng phân bố hỗn loạn của các hạt  làm tăng entropi.
Kết quả chung của 2 xu hướng đó trong các q trình hóa học xảy ra ở nhiệt độ và áp
suất không đổi được thể hiện trong sự biến đổi của đại lượng: Entanpi tự do (còn được gọi là
năng lượng Gibbs hay thế đẳng nhiệt đẳng áp). Kí hiệu: G
G  H  TS  H  G  TS
o
G298
: năng lượng Gibbs chuẩn (kJ/mol)

2. Tính biến thiên entanpi tự do:

Ví dụ:

KClO3(r)

o
G298

-289,9

G  G( san pham)  G(tham gia)
=

KCl(r) +

3
O2(k)
2

-408

0

o
G298
= -408 + 289,9 = -118,1 (kJ/mol)

3. Entanpi tự do (năng lượng Gibbs) và chiều diễn biến của các phản ứng hóa học:
Các hệ phản ứng có xu hướng đạt đến năng lượng Gibbs cực tiểu  Điều kiện để thực
hiện q trình mà khơng tiêu thụ cơng là: Năng lượng Gibbs giảm xuống, nghĩa là:
G < 0  Phản ứng xảy ra tự phát và đến cùng)
G > 0: Phản ứng không xảy ra tự phát mà phải tiêu thụ cơng bên ngồi
G = 0: Hệ ở trạng thái can bằng (phản ứng thuận nghịch)
4. Bảng xét dấu sự phụ thuộc của G vào H và S:
9


H
+

S
+
-

G = H - TS
+
- (nhiệt độ thấp)
+ (nhiệt độ cao)
+ (nhiệt độ thấp)
+

+
- (nhiệt độ cao)
Ví dụ 1: Phản ứng phân hủy CaCO3 như sau:

Biến đổi
Tự phát
Không tự phát
Tự phát
Không tự phát
Không tự phát
Tự phát

to

CaCO3  CaO( R )  CO 2( K ) có
 o298  177 ,9kJ / mol

So298  160 ,75 J / mol .o K

 G o298   o298  TSo298  177 ,9  298  0 ,16  130 ,22 kJ  0
 Ở nhiệt độ 25oC, CaCO3 không bị phân hủy. Trên thực tế, phản ứng nghịch
( G o298  130 ,22 kJ  0 ) xảy ra dễ dàng.
Ví dụ 2: Ở nhiệt độ 1500oK:
o
G1500
 177 ,9  1500  0 ,16  62 ,1kJ / mol  0
 CaCO3 bị phân hủy xảy ra tự phát.

5. Sự phụ thuộc của G vào nhiệt độ:

G2 G1
1 1

 H (  )
T2
T1
T2 T1

  T nhỏ
  H  const
 Tính  Go tại T biết G o298
Ví dụ: Đối với q trình nóng chảy của nước đá biết H  6007 J / mol ở 273,15oK thì
G o  0. Tính G o

272 ,15 o K

. Nhận xét.
Giải

G 2 G1
1
1
Ta có:

 H(

)
T2
T1
T2 T2

G 2
0
1 
 1

 6007


272 ,15 273,15
 272 ,15 273,15 
 G 2  22 J / mol
Nhận xét: T2 < T1 và G2 > G1 nên quá trình nóng chảy của nước đá khó tự diễn biến ở
272,15oK hơn là ở 273,15oK
V. Chu trình Born – Haber dùng xác định năng lượng mạng lưới:
1. Năng lượng mạng lưới: là năng lượng cần thiết để phá vỡ 1 mol tinh thể chất thành các ion
riêng lẻ (ở trạng thái khí)
Kí hiệu: Uml (>0) hay E ml
(Cũng có thể xác định ngược lại: U ml < 0)
 Xác định trực tiếp khó


2. Xác định năng lượng mạng lưới bằng chu trình Born – Haber:
Ví dụ: Thiết lập chu trình Born – Haber xác định năng lượng mạng lưới của NaCl:
 U ml
NaCl(tt)  
 Na (K )  Cl (K )
10


 I Na

 E Cl

Na ( K )  Cl ( K )

 S Na

 H
NaCl(tt)  NaCl
 Na ( R ) +


1

1

2 E ClCl

2 Cl 2( K )

Chu trình kín: -HNaCl + SNa + INa + ½ ECl-Cl + ECl – Uml = 0
 -HNaCl + SNa + INa + ½ ECl-Cl + ECl = Uml
3. Xác định năng lượng mạng lưới dựa vào phương pháp tổ hợp:
NaCl (tt)  Na(R) + ½ Cl2 (K)
Na (R)  Na (K)
Na (K) – 1e  Na (K )
½ Cl2 (K)  Cl (K)
Cl(K) + 1e  Cl (K )
NaCl (tt)  Na (K ) + Cl (K )
 Uml = -HNaCl + SNa + INa + ½ ECl-Cl + ECl

-HNaCl
SNa
INa
½ ECl-Cl
ECl
Uml

11


Phần hai: BÀI LUYỆN TẬP
Bài 1: Nhiệt tạo thành của NO ở điều kiện chuẩn ( H o298 ) tương ứng với phản ứng nào sau đây:
1
a) N 2  O  NO
2
1
b) N  O 2  NO
2
1
1
c) N 2  O 2  NO
2
2
Bài 2: Phản ứng nào sau đây là phản ứng tỏa nhiệt:
1
N 2  O 2  NO 2 ;
H o298  33,5kJ / mol
2
1

3
b)
N 2  H 2  NH 3 ; H o298  46 kJ / mol
2
2
1
1
c)
N 2  O 2  NO ;
H o298  90 kJ / mol
2
2
1
d) H 2  O2  H 2 O ;
H o298  246 kJ / mol
2
a)

Bài 3: Cho phương trình phản ứng nhiệt hóa học:
9
C 3 H 6 ( k )  O 2 ( k )  3CO 2 ( k )  3H 2 O ( k ) ;
2

H o298  2061kJ / mol

Tính H o298 cho phản ứng:

9CO 2( k )  9H 2 O ( k )  3C 3 H 6( k ) 

Bài 4: Cho phương trình phản ứng nhiệt hóa học:

1
H 2 ( k )  O 2 ( k )  H 2 O (l)
2

27
O 2( k )
2
H o298  68,3 kJ / mol

;



CaO ( r )  H 2 O ( l )  Ca (2dd
)  2OH (dd )

;

H o298  19,5 kJ / mol



Ca ( r )  2 H 2 O ( l)  Ca (2dd
)  2OH (dd )  H 2 ( k )

;

H o298  109 kJ / mol

Tính nhiệt của phản ứng

Ca ( r ) 

1
O 2 ( k )  CaO ( r )
2

Bài 5: Tính nhiệt tạo thành chuẩn của khí CO từ các dữ kiện thực nghiệm sau
C than chì  O 2 ( k )  CO 2 ( k )
2CO ( k )  O 2 ( k )  2CO 2 ( k )

H o298  94,05 kcal

;
;

H o298  135,28 kcal

Kết quả này có phù hợp với cơng thức cấu tạo của CO là C=O khơng? Giải thích? Biết:
- Nhiệt thăng hoa của than chì là 170 kcal/mol
- Năng lượng liên kết E (O=O) trong O2 là 118 kcal/mol
- Năng lượng liên kết E (C=O) trong CO2 là 168 kcal/mol

12


Bài 6: Thiết lập chu trình Born-Haber để tính năng lượng mạng lưới ion của CaCl2 từ các dữ
kiện thực nghiệm sau:
H o298 (CaCl )  795 kJ / mol
2
Ca ( r )  Ca ( k ) : nhiệt nguyên tử hóa H o  192 kJ / mol

Ca ( k )  2e  Ca 2  : năng lượng ion hóa Ca là I1 + I2 = 1745 kJ/mol

Năng lượng liên kết Cl-Cl trong Cl2 là 243 kJ/mol
Cl ( k )  1e  Cl (k ) : ái lực electron của Cl là -364 kJ/mol

Bài 7: Vôi được sản xuất từ đá vôi theo phản ứng:
CaCO3 ( k )  CaO ( r )  CO 2 ( k )

H o ( kJ.mol 1 )

 1207

 634

 394

So ( J.mol 1 .K 1 )
89
40
a) Hãy cho biết điều kiện chuẩn của phản ứng
b) Xác định chiều của phản ứng ở 298K và 1200K
c) Xác định nhiệt độ mà phản ứng nung vôi bắt đầu thực hiện
Giả sử H và S không thay đổi theo nhiệt độ.

214

Bài 8: Tính nhiệt tạo thành H 2 SO 4( l) từ các đơn chất tương ứng biết:
S ( r )  O 2 ( k )  SO 2 ( k )
SO 2 ( k ) 

1
O 2  SO 3 ( k )
2

SO 3 ( k )  H 2 O ( l)  H 2 SO 4 ( l)
H 2 (k) 

1
O 2 ( k )  H 2 O (l)
2

;

H o298  296,6128 kJ

;

H o298  98,1882 kJ

;

H o298  130,1652 kJ

;

H o298  285,5776 kJ

Bài 9: Hãy dự đoán dấu của S Trong các phản ứng sau:
a) Zn ( r )  2 HCl (dd )  ZnCl 2 (dd )  H 2 ( k )

b) CaCO3 ( r )  CaO ( r )  CO 2 ( k )
c) NH 3 ( k )  HCl ( k )  NH 4 Cl ( k )
d ) BaO ( r )  CO 2 ( k )  BaCO3 ( r )

Bài 10: Sự gỉ của sắt xảy ra ở 25oC và 1 atm theo phương trình phản ứng:
4Fe + 3O2  2Fe2O3
o
-1
-1
S (J.mol .K )
27,3
205
87,4
Hãy chứng tỏ rằng sự gỉ sắt là quá trình tự xảy ra.

; H o298  824,2 kJ / mol

Bài 11:
Hàm nhiệt
động (298K)
Ho (kJ.mol-1)
So (J.mol-1.K1
)

H3PO4
(dung dịch)

H2PO4(dung dịch)

HPO4(dung dịch)

PO43(dung dịch)

H+ + OH- = H2O
(lỏng)

-1288
158

-1269
90

-1292
-33

-1277
-220

-56
81

a) Tính Ho và Go của các phản ứng trung hòa từng nấc H3PO4 bằng kiềm:

OH   H n PO n4  3  H n 1PO n4  4  H 2 O
13


b) Từ những dữ kiện ở bảng trên, tính các hằng số điện ly của H 3PO4 ở 25oC
c) Tính thể tích của những dung dịch 0,1M của axit và của kiềm mà khi trộn chúng thì
thành 25 ml dung dịch và nhiệt phát ra là 90J.

Bài 12: Ở điều kiện chuẩn, entalpy và entropy của các chất có giá trị như sau:
Số thứ tự
(1)
(2)
(3)
(4)

Phản ứng
2NH3 + 3N2O = 4N2 + 3H2O
N2O + 3H2 = N2H4 + H2O
2NH3 + 0,5O2 = N2H4 + H2O
H2 + 0,5O2 = H2O

H o298 ( kJ)
-1011
-317
-143
-286

a) Tính entalpy tạo thành H o298 và So298 của N2H4, N2O và NH3
b) Viết phương trình của phản ứng cháy hiđrazin tạo thành nước và nitơ
c) Tính nhiệt phản ứng cháy đẳng áp này ở 298K và tính G o298 và hằng số cân bằng K
d) Nếu hỗn hợp ban đầu gồm 2 mol NH3 và 0,5 mol O2 thì nhiệt phản ứng (3) ở thể tích
khơng đổi là bao nhiêu?
Bài 13: Phát biểu định luật Hess.
Dựa vào định luật này hãy tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng:
1
to
C graphit  O 2  CO ( k )
2

C graphit  O 2 ( k )  CO 2 ( k )
Biết
1
CO ( k )  O 2 ( k )  CO 2 ( k )
2

H o298  393,5 kJ

;
;

H o298  283,0 kJ

Bài 14: 4FeCO3 (tinh thể) + O2 (khí)  2Fe2O3 (tinh thể) + 4CO2 (khí)
o
Hãy xác định nhiệt H opö của phản ứng trên nếu biết nhiệt sinh tiêu chuẩn H sinh
của các
chất trong phương trình phản ứng đó như sau:
Chất
CO2 (khí)
FeCO3 (tinh thể)
Fe2O3 (tinh thể)
O2 (khí)
o
H sinh
(kJ/mol)

-393,51

-747,68

Bài 15: Tính nhiệt sinh nguyên tử H ox của CH4 biết

-821,32

C graphit  2 H 2( k )  CH 4( k )

;

H oa  75,24 kJ

4 H ( k )  2 H 2( k )

;

H ob  861,08 kJ

C ( k )  C graphit

;

H oc  710,6 kJ

0,0

Giải thích sự khác nhau giữa nhiệt sinh thường và nhiệt sinh nguyên tử của CH 4
Bài 16: Tính nhiệt sinh (nhiệt tạo thành của Ca3(PO4)2 tinh thể biết
- 12g Ca cháy tỏa ra 45,57 kcal
- 6,2g P cháy tỏa ra 37,00 kcal
- 168 g CaO tác dụng với 142g P2O5 tỏa ra 160,50 kcal

Hiệu ứng nhiệt đo trong điều kiện đẳng áp
Bài 17: Cho biết:
- Nhiệt tạo thành của H2O (khí) là -241,8 kJ/mol
- Nhiệt hóa hơi của H2O là 44 kJ/mol
- Nhiệt tạo thành của HCl (khí) là -92,3 kJ/mol
14


- Nhiệt tạo thành của C2H2 (khí) là 226,8 kJ/mol
- Nhiệt tạo thành của C2H6 (khí) là -84,7 kJ/mol
Hãy xác định hiệu ứng nhiệt của các phản ứng:
a) 4 HCl ( k )  O 2 ( k )  2 H 2 O ( l)  2Cl 2 ( k )

;

H oa  ?

b) 4 HCl ( k )  O 2 ( k )  2 H 2 O ( k )  2Cl 2 ( k )

;

H ob  ?

c) C 2 H 2 ( k )  2 H 2 ( k )  C 6 H 6 ( k )

;

H oc  ?

d ) C 2 H 6 ( k )  3,5O 2 ( k )  2CO 2 ( k )  3H 2 O ( l)

;

H od  ?

H (C 2 H 4 , k )  12,50 kcal / mol
H (C 2 H 6 , k )  20,24 kcal / mol

Bài 18: Cho H c (C H , k )  337,3 kcal / mol
2 4
H c (C H , k )  372,8 kcal / mol
2 6
H c ( H , k )  68,3 kcal / mol

E H  H  104 kcal / mol
E C  C  147 kcal / mol
E C  C  83kcal / mol
E C  H  99 kcal / mol
(H c : nhiệt đốt cháy)

2

1) Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng C2H4(k) + H2(k)  C2H6(k) bằng 2 cách khác nhau
2) Cho biết mối quan hệ giữa EC=O và EO=O
Bài 19: Tính năng lượng mạng tinh thể ion BaCl2 từ các dữ kiện
- Nhiệt tạo thành tiêu chuẩn của BaCl2 tinh thể: -205,6 kcal/mol
- Năng lượng liên kết Cl2: 57 kcal/mol
- Nhiệt thăng hoa của Ba: 46 kcal/mol
- Năng lượng ion hóa thứ nhất của Ba: 119,8 kcal/mol
- Năng lượng ion hóa thứ hai của Ba: 230,0 kcal/mol

- Ái lực electron của clo: -87 kcal/mol
Bài 20: Khi 1 mol rượu metylic CH3OH cháy ở 298K và thể tích khơng đổi theo phản ứng
3
CH3OH + O2 = CO2 + 2H2O
2
Nó phóng ra 173,65 kcal. Tính H của phản ứng này
Bài 21: Nhiệt sinh ra khi ozôn O3 phản ứng với 1 mol dung dịch KI lớn hơn H2O2 cũng phản ứng
với 1 mol KI dung dịch là 4 cal. Cho biết nhiệt tạo ra khi phân tích H 2O2 là 21,6 kcal/mol. Tính
nhiệt tạo thành của O3.
Bài 22: Tính nhiệt sinh của axit hipoclorơ hòa tan. Cho biết phản ứng tỏa nhiệt của các chất sau
với dung dịch KOH loãng, nguội, dư:
Khí Cl2
Dung dịch HCl
Dung dịch HClO
Cal/mol
24,9
13,7
9,6
Sinh nhiệt hịa tan của dung dịch HCl: 39 cal/mol và của H2O (lỏng) là 69 cal/mol
Bài 23: 80g dung dịch HCl 0,548% tác dụng với một mẫu kim loại kali. Trong quá trình này tỏa
ra một lượng nhiệt là 6,153 kJ. Tính số mol của tất cả các ion có trong dung dịch sau phản ứng.
Cho biết nhiệt tạo thành như sau:
H H   0,000 kJ / mol
H H 2 O  285,9 kJ / mol

H OH   288,6 kJ / mol

H K   288,6 kJ / mol

Bài 24: Dung dịch HCl tác dụng với 1 mol Zn sinh ra 34,2 cal; với 1 mol ZnO thì cho 19,6 cal.

Sinh nhiệt của HCl dung dịch là 39 cal/mol; của H 2O (lỏng) là 69 cal/mol
Nhiệt tỏa ra khi hòa tan 1 mol ZnCl2 là 15,6 cal
Tính nhiệt đốt cháy (thiêu nhiệt) của Zn trong khí clo và khí oxi
15


Bài 25:

Biết nhiệt thăng hoa

Zn ( r )  Zn ( k )

H oth  31,229 kcal / mol

Cu ( r )  Cu ( k )

Năng lượng ion hóa

Zn ( k )  Zn (2k)

H oion  634,306 kcal / mol

Cu ( k )  Cu (2k)
lượng

Năng

H oth  81,758 kcal / mol
H oion  649,210 kcal / mol
hiđrat

hóa

Zn (2k)  nH 2 O  Zn 2  .nH 2 O H ohiñrat  701,791 kcal / mol
Cu (2k)  nH 2 O  Cu 2  .nH 2 O H ohiđrat  715,382 kcal / mol
Tính H của phản ứng:

2
Zn ( r )  Cu (2dd
)  Zn (dd )  Cu ( r )

ở 298K

Bài 26: Cho một miếng kim loại kali tác dụng với 80 ml dung dịch HCl 0,5475% (d = 1g/ml),
một lượng nhiệt 6,153 kJ tỏa ra trong q trình phản ứng. Tính nồng độ mol/lít của các ion có
trong dung dịch sau phản ứng. Giả sử thể tích dung dịch khơng đổi, cho biết nhiệt tạo thành
H H   0,000 kJ / mol
H H 2 O  285,9 kJ / mol

H OH   288,6 kJ / mol

H K   288,6 kJ / mol

1
Bài 27: Xét phản ứng H 2 ( k )  O 2 ( k )  H 2 O ( k )
2
Nhiệt dung của các chất được coi là không đổi:
C P( H 2 )  28,84 kJ / mol.K

H o298  241,8 kJ / mol

C P(O 2 )  29,37 kJ / mol.K
C P( H 2 O, k )  33,58kJ / mol.K

Tính H tại 100 C.
o

Giải

C P  33,58  (28,84 

29,37
)  9,94 kJ / mol.K
2

H 373K  H 298K  C P  (373  298)  241,8  (9,94  10  3 )  75  242,57 kJ / mol

Cũng như bài toán trên nhưng chú ý đến sự biến đổi nhiệt dung theo nhiệt độ. Cho biết:
C P ( H 2 )  29,07  0,836  10 3  T  20,1  10 7  T 2 ( J / mol.K )
C P (O 2 )  25,72  12,98  10  3  T  38,6  10  7  T 2 ( J / mol.K )
C P ( H 2 O, k )  30,86  9,61  10  3  T  11,8  10  7  T 2 ( J / mol.K )

Giải

16


C P (O 2 ) 


C P  C P ( H 2 O)   C P ( H 2 ) 


2


 C P  (30,86  12,86  29,07)  (9,61  0,836  6,49)  10  3  T  (11,8  20,1  19,3)  10  7  T 2
 C P  11,57  3,956  10  3  T  11  10  7  T 2
H 373K  H 298K 

373

 (11,57  3,956  10

3

 T  11  10  7  T 2 )  dT

298

 H 373K  H 298K  (11,57  T  1,978  10  3  T 2  3,66  10  7  T 3 ) 373
298









 H 373K  241,8  10 3  11,57  75  1,978  10  3  373 2  298 2  3,66  10  7  373 3  298 3

 H 373K  241,8  868  10  3  99,5  10  3  9,3  10  3  242,6 kJ / mol
Vaäy : H 373K  242,6 kJ / mol

Bài 28: Xác định hiệu ứng nhiệt của phản ứng:
CH 4 ( k )  Cl 2 ( k )  CH 3 Cl ( k )  HCl ( k )
Cho biết hiệu ứng nhiệt của các phản ứng sau đây:
1
H 2 ( k )  O 2 ( k )  H 2 O (l)
2
CH 4 ( k )  2O 2 ( k )  CO 2 ( k )  2 H 2 O ( l)
1
1
H 2 ( k )  Cl 2 ( k )  HCl ( k )
2
2
3
CH 3 Cl ( k )  O 2 ( k )  CO 2 ( k )  H 2 O ( l)  HCl ( k )
2

;

H1  68,32 kcal

;

H 2  212,79 kcal

;

H 3  22,06 kcal

;

H 4  164,0 kcal

Bài 29: Người ta có thể điều chế NaOH từ Na, H2 và O2 theo 2 phương pháp. Biết:
1
1
H1  60,3 kcal
Na ( r )  O 2 ( k )  Na 2 O 2 ( r )
2
2
1
H 2  68,3 kcal
H 2 ( k )  O 2 ( k )  H 2 O (l)
2
1
1
1
Na 2 O 2 ( r )  H 2 O ( l )  NaOH ( r )  O 2 ( k )
H 3  7,6 kcal
2
2
4
1
Na ( r )  H 2 O ( l )  NaOH ( r )  H 2 ( k )
H 4  33,7 kcal
2
Tính hiệu ứng nhiệt của mỗi phương pháp đó.
Bài 30: Entalpy thăng hoa của B-tricloborazin B3Cl3N3H3 (tinh thể) là 71,5 kJ/mol.

Entalpy thủy phân của nó ở 25oC là -476 kJ/mol theo phản ứng sau:
B3Cl3N3H3 (tt) + 9H2O(l)  3H3BO3.aq + 3NH4Cl.aq
H o298 của các chất như sau:

H2O(l)

H3BO3.aq

NH4Cl.aq

H o298

-285,2
-1076,5
-300,4
(kJ/mol)
a) Tính entalpy tạo thành của B3Cl3N3H3 tinh thể và B3Cl3N3H3 khí ở nhiệt độ 298K
b) Entalpy tạo thành ở 298K của:
B(k)
Cl(k)
N(k)
H(k)

17




562,7
121,7

472,7
218
H o298 (kJ/mol)
Tính năng lượng trung bình của liên kết B-N trong B3Cl3N3H3 biết rằng năng lượng liên
kết N-H là 386 kJ/mol và B-Cl là 456 kJ/mol
Bài 31: Cho phản ứng:
4HCl(k) + O2(k) ⇌ 2Cl2(k) + 2H2O(k)

Thế đẳng áp chuẩn của phản ứng: G o298 = -75,2 kJ/mol
Entalpy chuẩn của phản ứng: H o298 = -114,4 kJ/mol
Giả sử So , H o khơng phụ thuộc vào nhiệt độ (T)
Tính T để KCB = 1
Bài 32: Trong cơng nghiệp hóa dầu, các ankan được loại hiđro để chuyển thành hiđrocacbon
không no có nhiều ứng dụng hơn. Hãy tính nhiệt của mỗi phản ứng sau:
C 4 H10  C 4 H 6  2H 2
H1  ?

6CH 4  C 6 H 6  9H 2

H 2  ?

Biết năng lượng liên kết E (kJ/mol) của liên kết như sau:
Liên kết
H-H
C-H
C-C
C=C
E (kJ/mol)
435,9
416,3

409,1
587,3
(năng lượng liên kết C-H, C-C là giá trị trung bình trong các hợp chất hiđrocacbon khác
nhau)
Bài 33: Cho thêm một lượng dư axit clohiđric loãng vào một dung dịch loãng chứa 0,0021 mol
KOH. Trong phản ứng xảy ra, có một lượng nhiệt -117,3J được giải phóng ra.
a) Hãy tính nhiệt phản ứng đối với quá trình tự phân ly của nước. Thí nghiệm được lặp lại
với dung dịch amoniac. Người ta cho vào 200 cm3 dung dịch amoniac (C = 0,01M) một lượng
dư axit clohiđric lỗng, qua đó giải phóng -83,4 kJ
b) Hãy tính nhiệt phản ứng của q trình với giả thiết rằng trong thí nghiệm này tồn bộ
mẫu thử amoniac tồn tại dưới dạng NH3.
NH3.aq + H2O.aq  NH 4 .aq  OH  .aq
Bài 34: Cho phản ứng:
AB
H1  0

(1)

XY
H 2  0
(2)
Người ta dùng phản ứng (1) để cung cấp nhiệt cho phản ứng (2) xảy ra. Giả sử hiệu suất sử
dụng nhiệt có ích là h. Tính tỉ lệ khối lượng A, X cần trộn để tạo hỗn hợp phản ứng theo H 1, H2,
h, MA, MX (M là khối lượng mol)
Bài 35: Tính H của phản ứng tổng hợp B2H6 từ các nguyên tố theo phương trình phản ứng:
2B ( r )  3H 2 ( k )  B2 H 6 ( k )
Cho biết:

2B ( r )  3 2 O 2 ( k )  B2 O 3 ( r )
B2 H 6 ( k )  3O 2 ( k )  B2 O 3 ( r )  3H 2 O ( k )

H1  1273 kJ

H 2 ( k )  1 2 O 2 ( k )  H 2 O (l)
H 2 O (l)  H 2 O ( k )

H 3  286 kJ

H 2  2035 kJ
H 4  44 kJ

Bài 36: Tính nhiệt tạo thành chuẩn của Ca(OH)2 từ những kết quả sau đây:

18


H 2 ( k )  1 2 O 2 ( k )  H 2 O ( l)

H1  285,494 kJ

CaO ( r )  H 2 O ( l)  Ca(OH ) 2 ( r )

H 2  63,954 kJ

Ca ( r )  1 2 O 2 ( k )  CaO ( r )

H 3  634,524 kJ

Bài 37: Cho biết nhiệt tạo thành tiêu chuẩn, entropy tiêu chuẩn của từng chất dưới đây:
3

CH 3 OH ( l)  O 2 ( k )  CO 2 ( k )  2H 2 O ( k )
2
H o298 (kJ/mol)

-238,66

-393,51

-241,82

So298 (J/mol.độ)
126,80
205,03
213,63
188,72
Tính hiệu ứng nhiệt đẳng áp của phản ứng, hiệu ứng nhiệt đẳng tích của phản ứng, biến
thiên thế đẳng áp ở điều kiện tiêu chuẩn

Bài 38: Cho phản ứng:
O2 + 4HCl ⇌ 2H2O + 2Cl2
H o298

So298 = -129 J/mol.độ
= -117 kJ/mol
a) Hỏi phản ứng xảy ra theo chiều nào ở 400oC và 1000oC
b) So sánh tính oxi hóa của Cl2 và O2

Bài 39: Cho các phản ứng sau với các dữ kiện nhiệt động của các chất ở 298K
CO 2 ( k )  H 2 ( k ) ⇌ CO ( k )  H 2 O ( k )
H o298 (kJ/mol)

-393,5

So298 (J/mol.độ)

213,6

-110,5 -241,8
131,0

197,9

188,7

a) Hãy tính H o298 , So298 và G o298 của phản ứng và nhận xét phản ứng có tự xảy ra
theo chiều thuận ở 298K hay không?

o
b) Giả sử H o của phản ứng không thay đổi theo nhiệt độ. Hãy tính G1273
của phản
ứng thuận ở 1000oC và nhận xét

c) Hãy xác định nhiệt độ (oC) để phản ứng thuận bắt đầu xảy ra (coi H o , So = const)
Bài 40: a) Tính năng lượng liên kết trung bình C-H và C-C từ các kết quả thực nghiệm sau
H1  -801,7 kJ/mol
Nhiệt đốt cháy CH4
H 2  -1412,7 kJ/mol
Nhiệt đốt cháy C2H6
H 3  -241,5 kJ/mol
Nhiệt đốt cháy H2

H 4  -393,4 kJ/mol
Nhiệt đốt cháy than chì rắn
H 5  715,0 kJ/mol
Nhiệt hóa hơi than chì
H 6  431,5 kJ/mol
Năng lượng liên kết H-H
(các giá trị được xác định tại 298K và 1 atm)
b) Tính lượng nhiệt tỏa ra khi đốt cháy 1m3 (đkc) hỗn hợp khí gồm 14% H2, 32% CH4,
15,5% CO, 12,5% CO2, 26% N2 (theo thể tích). Biết nhiệt tạo thành của các chất tương ứng là:
CH4 (k) CO(k) CO2 (k) H2O(k)
H o298 (kJ/mol)

-74,9

-110,5

-393,7

-241,8

19


Bài 41: Cho các dữ kiện sau:
C2 H 4 (k)  H 2 (k)  C2 H 6 (k)
7
C 2 H 6 ( k )  O 2 ( k )  2CO 2 ( k )  3H 2 O ( l )
2
C ( r )  O 2 ( k )  CO 2 ( k )
1

H 2 ( k )  O 2 ( k )  H 2 O (l)
2
H1  136,951 kJ / mol

H 2  1559,837 kJ / mol
H 3  393,514 kJ / mol
H 4  285,838 kJ / mol

a) Xác định nhiệt tạo thành của etylen
b) Xác định nhiệt đốt cháy của etylen
Bài 42: Xác định năng lượng mạng lưới tinh thể ion (là năng lượng giải phóng khi hình thành
mạng lưới tinh thể từ các ion ở trạng thái khí)
Na (k )  Cl (k )  NaCl ( tt )

Biết:

H ml

H1  20,64 kcal
Nhiệt thăng hoa của Na
H 2  58 kcal
Năng lượng liên kết của Cl2
H 3  -87,17 kcal
Ái lực electron của Cl
H 4  119,98
Năng lượng ion hóa của Na
Hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành NaCl từ đơn chất là H 5  -98,23 kcal

Bài 43: Xác định nhiệt tạo thành 1 mol AlCl3 dựa vào các dữ kiện sau
Al 2 O 3 ( r )  3COCl 2 ( k )  3CO ( k )  2AlCl 3 ( r )

H1  232,24 kJ
CO ( k )  Cl 2 ( k )  COCl 2 ( k )

H 2  112,40 kJ

Al ( r )  1,5O 2 ( k )  Al 2 O 3 ( r )

H 3  1668,20 kJ

Nhiệt tạo thành của CO và CO2 tương ứng là -110,40 kJ/mol và -393,13 kJ/mol
Bài 44: Tính nhiệt phản ứng ở 25oC của phản ứng sau:
CO NH 2 2 ( k )  H 2 O ( l) ⇌ CO 2 ( k )  2NH 3 ( k )
Biết rằng trong cùng điều kiện có các đại lượng nhiệt sau đây:
CO ( k )  H 2 O ( k )  CO 2 ( k )  H 2 ( k )
H1  41,93 kJ
CO ( k )  Cl 2 ( k )  COCl 2 ( k )
H 2  112,5 kJ
COCl 2 ( k )  2 NH 3 ( k )  CO(NH 2 ) 2  2 HCl ( k ) H 3   201 kJ
H 2 ( k )  Cl 2 ( k )  2 HCl ( k )
H 2 O ( l)  H 2 O ( k )

H 4  184,6 kJ
H 5  41,01 kJ

Bài 45: Nhiệt tạo thành tiêu chuẩn của CH4 (k) và C2H6 (k) lần lượt bằng -17,89 và -20,24
kcal/mol. Tính nhiệt tạo thành tiêu chẩn của C4H10 (k).
Cho biết nhiệt thăng hoa của than chì và năng lượng liên kết EH-H lần lượt là 170 kcal/mol
và 103,26 kcal/mol.
20

Bài 46: Cho vào nhiệt lượng kế 0,1 mol H2 và 0,5 mol O2 ở 25oC. Bật tia lửa điện để đốt cháy
hết H2 tạo thành nước ở thể hơi. Tính nhiệt độ sau cùng của H2O tạo thành và của nhiệt lượng kế
khi nhiệt độ cân bằng.
Biết nhiệt dung của nhiệt lượng kế là 200 cal.K-1, nhiệt dung riêng đẳng áp của H2O(h) là
5,92 cal.mol-1.độ-1 và nhiệt tạo thành H2O(h) là -57,79 kcal.mol-1
Bài 47: Tính nhiệt tạo thành của CH4 (k) biết rằng năng lượng liên kết H-H trong H2 là 436
kJ.mol-1, năng lượng liên kết trung bình C-H trong CH4 là 410 kJ.mol-1 và nhiệt nguyên tử hóa
của C rắn là 718 kJ.mol-1.
Phần ba: CÁC BÀI THI HSG QUỐC GIA VÀ QUỐC TẾ
I_- OLYMPIC HÓA HỌC VIỆT NAM:
Bài 1: (OLYMPIC HÓA HỌC SINH VIÊN VIỆT NAM 2003 - BẢNG A)
Tính nhiệt độ của ngọn lửa CO cháy trong hai trường hợp sau:
a) Cháy trong oxy tinh khiết (20% oxy và 80% nitơ theo thể tích)
b) Cháy trong oxy tinh khiết
Cho biết lượng oxy vừa đủ cho phản ứng, nhiệt độ lúc đầu là 25 oC.
Entanpi cháy của CO ở 25oC và 1atm là 283kJ.mol-1. Nhiệt dung mol chuẩn của các chất
như sau:
Cop (CO2, k) = 30,5 + 2.10-2T
Cop (N2, k) = 27,2 + 4,2.10-3T
BÀI GIẢI:
T

o
a) H 298
  (C PoCO  2C PoN )dT  0  T  2555K
2

2

298
T

b) H

o
298

  C PoCO dT  0  T  4098K
2

298

Bài 2: (OLYMPIC HÓA HỌC SINH VIÊN VIỆT NAM 2003 - BẢNG A)
Cho các số liệu sau ở 298K:
Ag+(dd)
N3-(dd)
K+(dd)
AgN3(r)
∆Gott(kJ.mol-1)
77
348
-283
378
1) Xác định chiều xảy ra của các qúa trình sau:
Ag+(dd) + N3-(dd) → AgN3(r)
K+(dd) + N3-(dd) → KN3(r)
2) Tính tích số tan của chất điện li ít tan.
3) Hỏi phản ứng gì xảy ra khi muối KN3 tác dụng với HCl đặc.
BÀI GIẢI:

1) Ag+(dd) + N3-(dd) → AgN3(r)
∆Go = 378 – (77 + 348) = -47kJ: Chiều thuận.
K+(dd) + N3-(dd) → KN3(r)
∆Go = 77 – (-283 + 348) = 12kJ: Chiều nghịch.
2) AgN3 là chất ít tan. Gọi Ks là tích số tan của nó:
 47000
lg K s 
 8,237
2.303.8.314.298
 K s  5,79.10 9
3) KN3 + HCl → HN3 + KCl
HN3 + 3HCl → NH4Cl + N2 + Cl2
→ KN3 + 4HCl → NH4Cl + N2 + Cl2 + KCl.

KN3(r)
77

21


Bài 3: (OLYMPIC HÓA HỌC SINH VIÊN VIỆT NAM 2005 - BẢNG B)
Một phản ứng dùng để luyện kẽm theo phương pháp khơ là:
ZnS(r) + 3/2O2(k) → ZnO(r) + SO2(k)
o
1.Tính ∆H của phản ứng ở nhiệt độ 298K và 1350K, coi nhiệt dung của các chất không phụ
thuộc vào nhiệt độ ở miền nhiệt độ nghiên cứu.
2.Giả thiết ZnS nguyên chất. Lượng ZnS và khơng khí (20% O2 và 80% N2 theo thể tích) lấy
đúng tỉ lệ hợp thức bắt đầu ở 298K sẽ đạt đến nhiệt độ nào khi chỉ hấp thụ lượng nhiệt tỏa ra do
phản ứng ở điều kiện chuẩm tại 1350K (lượng nhiệt này chỉ dùng để nâng nhiệt độ các chất đầu).
Hỏi phản ứng có duy trì được khơng, nghĩa là khơng cần cung cấp nhiệt từ bên ngoài, biết rằng

phản ứng trên chỉ xảy ra ở nhiệt độ không thấp hơn 1350K?
3. Thực tế trong quặng sfalerit ngồi ZnS cịn chứa SiO2. Vậy hàm lượng % của ZnS trong
quặng tối thiểu phải là bao nhiêu để phản ứng có thể tự duy trì được?
Cho biết entanpi tạo thành chuẩn của các chất ở 25oC (kJ.mol-1)
Hợp chất:
ZnO(r) ZnS(r) SO2(k)
o
∆H f
-347,98
-202,92
-296,90
Nhiệt dung mol đẳng áp của các chất (J.K-1.mol-1 ):
Hợp chất
ZnS(r) ZnO(r) SO2(k) O2(k) N2(k) SiO2(r)
Cop
58,05 51,64 51,10 34,24 30,65 72,65
Biết MZnS = 97,42g.mol-1; MSiO2 = 60,10g.mol-1
BÀI GIẢI:
1) ∆Ho298 = -347,98 – 296,90 + 202,92 = -441,96kJ
∆Cop = 51,64 + 51,10 – 58,05 – 3/2.34,24 = -6,67J.K-1
∆H1350 = -448976,84J
 C Po  C po( ZnS )  3 2 C po(O2 )  6C po( N 2 )  293,31JK 1
T
2)
o
H 1350   293,31dT  0  T  1829K
298

T = 1829K > 1350K nên phản ứng tự duy trì được.
3) Gọi x là số mol SiO2 có trong 1 mol ZnS

 C po  C po( ZnS )  3 2 C po(O2 )  6C po( N 2 )  xC po( SiO2 )  293,31  72,65x( JK 1 )
1350



 448976,84 

298

1350

293,31dT 

 72,65xdT  0  x  1,84mol

298

 %ZnS = 47%
Bài 4:(KỲ THI CHỌN HỌC SINH GIỎI QUỐC GIA NĂM 2002-Bảng A)
Khí NO kết hợp với hơi Br2 tạo ra một khí duy nhất trong phân tử có 3 ngun tử.
1. Viết phương trình phản ứng xảy ra.
2. Biết phản ứng trên thu nhiệt, tại 25oC có Kp = 116,6. Hãy tính Kp (ghi rõ đơn vị) tại 0 oC ;
50oC. Giả thiết rằng tỉ số giữa hai trị số hằng số cân bằng tại 0oC với 25oC hay 25oC với 50oC
đều bằng 1,54.
3. Xét tại 25oC, cân bằng hoá học đã được thiết lập. Cân bằng đó sẽ chuyển dịch như thế nào?
Nếu:
a) Tăng lượng khí NO.
b) Giảm lượng hơi Br2.
c) Giảm nhiệt độ.
d) Thêm khí N2 vào hệ mà:

- Thể tích bình phản ứng khơng đổi (V = const)
- ¸p suất chung của hệ khơng đổi (P = const).
BÀI GIẢI:

1.

2 NO(k) + Br2 (hơi)

 2 NOBr (k) ; H > 0

(1)
22


Phản ứng pha khí, có n = -1  đơn vị Kp là atm-1
(2)
2. Do phản ứng thu nhiệt nên có liên hệ
Kp tại O2 < Kp tại 252 < Kp tại 502
(3)
-1
Vậy : Kp tại 250 = 1 / 1,54 x Kp t¹i 252 = 116,6 / 1,54 = 75,71 (atm )
Kp tại 252 = 1,54 x Kp t¹i 252 = 116,6 x 1,54  179, 56 (atm-1)
3. Xét sự chuyển dời cân bằng hoá học taji 25OC.
Trường hợp a và b: về nguyên tắc cần xét tỉ số:
Q =

PNOBr

(4) (Khi thêm NO hay Br 2)
(PNO)2

Sau đó so sánh trị số Kp với Q để kết luận.

Tuy nhiên, ở đây khơng có điều kiện để xét (4); do đó xét theo nguyên lý Lơ
satơlie.
a. Nếu tăng lượng NO, CBHH chuyển dời sang phải.
b. Nếu giảm lượng Br2, CBHH chuyển dời sang trái.
c. Theo nguyên lý Lơsatơlie, sự giảm nhiệt độ làm cho CBHH chuyển dời sang
trái, đê chống lại sự giảm nhiệt độ.
d. Thêm N2 là khí trơ.
+ Nếu V = const: khơng ảnh hưởng tới CBHH vì N 2 không gây ảnh hưởng nào lên
hệ (theo định nghĩa áp suất riêng phần).
+ Nếu P = const ta xét liên hệ.

Nếu chưa có N2: P = pNO + pBr2 + pNOBr
(a)
Nếu có thêm N2: P = p’NO + p’Br2 + p’NOBr + Pn2 (b)
V× P = const nên pi' < pi
Lúc đó ta xét Q theo (4) liên hệ / tương quan với Kp:
1. Nếu Q = Kp: không ảnh hưởng
2. Nếu Q > Kp : CBHH chuyển dời sang trái, để Q giảm tới trị số Kp.
3. Nếu Q Xảy ra trường hợp nào trong 3 trường hợp trên là tuỳ thuộc vào pi tại cân bằng
hoá học.
Bài 5:(KỲ THI CHỌN HỌC SINH GIỎI QUỐC GIA NĂM 2003 -Bảng A)

Khi nung nóng đến nhiệt độ cao PCl5 bị phân li theo phương trình
PCl5 (k) ⇋ PCl3 (k) + Cl2 (k)
1. Cho m gam PCl5 vào một bình dung tích V, đun nóng bình đến nhiệt độ T (K) để xảy
ra
phản ứng phân li PCl5. Sau khi đạt tới cân bằng áp suất khí trong bình bằng p. Hãy thiết

lập biểu thức của Kp theo độ phân li  và áp suất p. Thiết lập biểu thức của Kc theo ,
m, V.
2. Trong thí nghiệm 1 thực hiện ở nhiệt độ T1 người ta cho 83,300 gam PCl5 vào bình
dung tích V1. Sau khi đạt tới cân bằng đo được p bằng 2,700 atm. Hỗn hợp khí trong bình
có tỉ khối so với hidro bằng 68,862. Tính  và Kp.
3. Trong thí nghiệm 2 giữ nguyên lượng PCl5 và nhiệt độ như ở thí nghiệm 1 nhưng thay
V
dung tích là V2 thì đo được áp suất cân bằng là 0,500 atm. Tính tỉ số 2 .
V1
23


4. Trong thí nghiệm 3 giữ nguyên lượng PCl5 và dung tích bình V1 như ở thí nghiệm 1
nhưng hạ nhiệt độ của bình cịn T3 = 0,9 T1 thì đo được áp suất cân bằng là 1,944 atm.
Tính Kp và . Từ đó cho biết phản ứng phân li PCl5 thu nhiệt hay phát nhiệt.
Cho: Cl = 35,453 ; P : 30,974 ; H = 1,008 ; Các khí đều là khí lí tưởng.
BÀI GIẢI:

1. Thiết lập biểu thức cho Kp, Kc
PCl5 (k) ⇌ PCl3 (k) + Cl2 (k)
ban đầu
a mol
cân bằng
a–x
x
x (mol)
Tổng số mol khí lúc cân bằng : a + x = n
=

x

; Khối lượng mol:
a

M PCl5 = 30,974 + 5 x 35,453 = 208,239 (g/mol)

M PCl 3 = 30,974 + 3 x 35,453 = 137,333 (g/mol)

M Cl2 = 70,906 (g/mol)
m gam
= a mol PCl5 ban đầu
208,239 gam/mol
*¸p suất riêng phần lúc cân bằng của mỗi khí:
PPCl5 = a  x p trong đó PP Cl3 = PCl2 = x P
ax
ax
2
 x

PCl2  PPCl3  a  x  p 
x2


 p 2   a  x   1
Kp =
=
=
2
PPCl5
p
a -x

ax
 a  x
a xp


x2
2
2
x2  p
x2
p
Kp =
= 2 2  p ; Kp = 2 a 2  p =
a
x
(a  x) (a  x)
1 2
a x

a2 a2
a (1   )
a
* Kc = [PCl5] =
trong đó [PCl3] = [Cl2] =
V
V
2
2
 PCl3  Cl2  =  a   V = a =
m 2

Kc =
V(1   )
208, 239 V(1   )
V2
a 1   
[ PCl5 ]
Hoặc:

Kp = Kc (RT)∆V

Kp = Kc (RT)

∆Vkhí = 1

pV = nRT = (a + x) RT

 RT =

pV
pV
=
a (1   )
ax

2
pV
pV
 p = Kc

ax

ax
1
2
pV

a  2 (1   )

p
Thay x = a 
= Kc
 Kc = 
a (1   )
1 2
V 1 2
a 2
m 2
a
 2 (1   )
Kc = 
=
=
V(1   )
208, 239 V (1   )
V 1    (1- )

Kp = Kc

* Quan hệ Kp và Kc. Từ cách 1 : Kc = Kp

1

RT
24


pV
a(1   )

a(1   )
a 2
 Kc = Kp 
=
=
p

1 2
pV
a(1   )
pV
V(1   )
83,30 g
2. Thí nghiệm 1 : n PCl5 ban đầu = a =
= 0,400 mol
208,239 g/mol

Thay RT =

M của hỗn hợp cân bằng: 68,826  2,016 = 138,753 g/mol
83,30 g
Tổng số mol khí lúc cân bằng: n1 = a (l + 1) =

= 0,600 mol
138, 753 g/mol

n1 = a (1 + 1) = 0,400 (1 + 1) = 0,600  1 = 0,500
(0,5) 2
2
p
=
 2,70 = 0,900

1  (0,5) 2
1 2
3. Thí nghiệm 2: - Giữ nguyên nhiệt độ  Kp không đổi.
- Giữ nguyên số mol PCl5 ban đầu: a = 0,400mol.
- ¸p suất cân bằng P2 = 0,500 atm.
2
2
 22
Ta có
p
=
Kp
=

 0,500 = 0,900  22 = 0,64286  2 = 0,802
2
1   22
1   22

* Tìm Kp tại nhiệt độ T1 : Kp =

Tổng số mol khí lúc cân bằng: n2 = 0,400 + (1+ 2)  0,721 (mol).
n 2 RT1
n RT
so víi V1 = 1 1
p2
p1
0, 721 2, 700
n p
V2

= 2 1 =
= 6,486 (lần)
0, 600 0,500
n1 p 2
V1

* Thể tích bình trong TN 2: V2 =

4. Thí nghiệm 3:
- Thay đổi nhiệt độ  Kp thay đổi.
- Giữ nguyên số mol PCl5 ban đầu a = 0,400 mol và V1
- ¸p suất cân bằng P3 thay đổi do: nhiệt độ giảm (T3 = 0,9 T1), tổng
số mol khí thay đổi (n3  n1).
P3 = 1,944 atm ; Tính 3 :
n3 = a (1+ 3) = 0,400  (1+ 3) ; p3V1 = n3RT3 = 0,9 n3RT1 ; P1V1 = n1RT1.
1,944 0, 400  (1   3 )  0,9
P3 0,9 n 3



 3 = 0,200  n3 = 0,48 mol

P1

2, 700

n1

0, 600

(0, 200) 2

 1,944 = 0,081
=

p
3
1  (0, 200)2
1   32
* Khi hạ nhiệt độ, Kp giảm  cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch. Chiều nghịch là
chiều phát nhiệt  Chiều thuận là chiều thu nhiệt.

* KP (T3 ) =

2
3

Bài 6: (KỲ THI CHỌN HỌC SINH GIỎI QUỐC GIA NĂM 2004 -Bảng A)

1. Người ta nung nóng đến 8000C một bình chân khơng thể tích 1 lít chứa 10,0 gam

canxi cacbonat và 5,6 gam canxi oxit. Hãy tính số mol khí cacbonic có trong bình. Muốn
cho lượng canxi cacbonat ban đầu phân hủy hết thì thể tích tối thiểu của bình phải bằng
bao nhiêu? Biết tại nhiệt độ đó khí CO2 trong bình có áp suất là 0,903 atm .
2. Tại 200C, phản ứng: H2 (k) + Br2 (lỏng)
2 HBr (k)
(1)có hằng số
16
cân bằng Kp = 9,0 .10 . kí hiệu (k) chỉ trạng thái khí.
a) Hãy tính Kp của phản ứng: H2 (k) + Br2 (k)
2 HBr (k)
(2)
O
tại 20 C và áp suất p
= 0,25 atm.
Br2 (k)

25