Nhiệt Hóa Học

Hóa đại cương Phần lý thuyết phản ứng 1

CCHHƯƯƠƠNNGG 33.. NNHHIIỆỆTT HHÓÓAA HHỌỌCC VVÀÀ ĐĐỘỘNNGG HHÓÓAA HHỌỌCC

33..11.. NNHHIIỆỆTT ĐĐỘỘNNGG LLỰỰCC HHỌỌCC HHÓÓAA HHỌỌCC Mục tiêu của nhiệt động lực học hóa học Nghiên cứu các quy luật về sự biến chuyển tương hỗ của hóa năng và các dạng năng

lượng khác trong các quá trình hóa học. Nghiên cứu các điều kiện tự diễn biến (phản ứng hóa học) và các điều kiện bền vững

(trạng thái cân bằng) của các hệ hóa học.

3.1.1. Một số khái niệm cơ bản

3.1.1.1. Hệ: Hệ (hệ thống) là đối tượng nghiên cứu gồm những lượng cụ thể của một hay nhiều chất. Một hệ có thể ngăn cách với môi trường bên ngoài bằng những ranh giới tự nhiên hoặc bằng những ranh giới tưởng tượng.

Ví dụ: + Hệ gồm các viên bi sắt ngăn cách với môi trường bên ngoài bằng bề mặt vật lý + Cốc nước ngăn cách với môi trường ngoài bằng thành cốc

Hệ đồng thể – Hệ dị thể Pha: những phần của hệ, đồng nhất về mọi tính chất vật lý và hóa học được gọi là một

pha. Hệ đồng thể: là một hệ trong đó không có bề mặt phân chia giữa những phần khác

nhau, do đó có các tính chất hóa học và vật lý giống nhau trong toàn bộ thể tích của hệ. Một hệ đồng thể là hệ chỉ gồm có một pha. Ví dụ: cốc nước muối; dung dịch của các chất trong nước; hỗn hợp các chất khí; …

Hệ dị thể: là hệ gồm nhiều phần khác nhau về tính chất hóa học và vật lý, ngăn cách với nhau bằng những bề mặt phân chia. Một hệ dị thể ít nhất phải có hai pha. Ví dụ: hệ gồm H2O (lỏng) và H2O (rắn); Fe (bột) + S (bột); …

Hệ hở – Hệ kín – Hệ cô lập Hệ hở: là hệ có thể trao đổi năng lượng và chất với môi trường bên ngoài. Hệ kín: là hệ có sự trao đổi năng lượng nhưng không có sự trao đổi chất với môi

trường bên ngoài. Hệ cô lập: là hệ không có sự trao đổi năng lượng và chất với môi trường bên ngoài.

3.1.1.2. Trạng thái – Thông số trạng thái – Hàm trạng thái

Trạng thái vĩ mô của hệ được xác định bằng tập hợp các tính chất vĩ mô của nó có thể đo được một cách trực tiếp hoặc gián tiếp như: áp suất, nhiệt độ, thể tích, khối lượng, nồng độ, …. Những đại lượng này được gọi là các thông số trạng thái của hệ.

Thông số trạng thái của hệ: là những đại lượng biến thiên mà giá trị của chúng sẽ cho phép chúng ta hình dung ra “tính chất” hay “trạng thái của hệ”. Ví dụ: Nếu một hệ chỉ có H2O và giá trị của các đại lượng t = 100oC, P = 1atm H2O sẽ ở trạng thái lỏng

Hàm trạng thái: Người ta lập ra các đại lượng biến thiên khác là hàm số của các thông số trạng thái cơ bản như nhiệt độ (T), áp suất (P), thể tích (V), nồng độ, … dùng để đặc trưng cho trạng thái của hệ và những biến đổi xảy ra trong hệ, những đại lượng đó được gọi là các hàm trạng thái.


Một hàm trạng thái cho phép làm rõ những thuộc tính của hệ và chỉ phụ thuộc vào trạng thái hiện hữu của hệ chứ không phụ thuộc vào quá khứ cũng như tương lai của hệ. Một số hàm trạng thái thường sử dụng là: nội năng (U), Entalpi (H), Entropi (S), thế đẳng áp đẳng nhiệt (G).

3.1.1.3. Quá trình Khi hệ đang ở một trạng thái này với các thông số trạng thái xác định nào đó, chuyển sang một trạng thái khác với các thông số trạng thái khác, hệ đã phải trải qua những biến đổi nào đó. Những biến đổi đó được gọi là quá trình.

Ví dụ:

Quá trình tiến hành ở điều kiện áp suất P không đổi: quá trình đẳng áp Quá trình tiến hành ở điều kiện thể tích V không đổi: quá trình đẳng tích Quá trình tiến hành ở điều kiện nhiệt độ T không đổi: quá trình đẳng nhiệt Quá trình không trao đổi nhiệt với bên ngoài: quá trình đoạn nhiệt. Quá trình trong đó hệ biến đổi qua nhiều giai đoạn rồi quay trở về trạng thái ban đầu:

được gọi là quá trình khép kín hay chu trình.

Traïng thaùi 1 Traïng thaùi 2

Traïng thaùi 3

Traïng thaùi 4

Ghi chú: Điều kiện T = 298K (25oC); P = 1 atm được gọi là điều kiện chuẩn đối với nhiệt động học. Quá trình biến đổi thuận nghịch: là biến đổi xảy ra vô cùng chậm qua liên tiếp

nhiều trạng thái cân bằng trung gian khác nhau vô cùng ít. Như vậy biến đổi thuận nghịch là biến đổi ở trạng thái cân bằng. Trong quá trình biến đổi này có thể thực hiện theo cả chiều thuận và cả 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.

Quá trình biến đổi bất thuận nghịch: là biến đổi không thuận nghịch. Như vậy biến đổi bất thuận nghịch là biến đổi không cân bằng.

H2O (rắn) H2O (lỏng)

Quá trình kết tinh

Quá trình nóng chảy

H2O (lỏng) H2O (hơi)

Quá trình ngưng tụ

Quá trình bay hơi


P2

P1

V1 V2

P

V

P2

P1

V1 V2

P

V

P2

P1

V1 V2

P

V

Biến đổi bất thuận nghịch Biến dổi thuận nghịch

Các quá trình biến đổi thuận nghịch và bất thuận nghịch

3.1.1.4. Năng lượng – Nhiệt và Công

Định nghĩa năng lượng Mặc dù khái niệm năng lượng được sử dụng rất rộng rãi trong khoa học kỹ thuật và cả trong đời sống hàng ngày nhưng định nghĩa một cách chính xác thì lại rất khó khăn. Một số nhà khoa học cho rằng có thể tạm định nghĩa năng lượng là khả năng để thực hiện công hoặc để sinh ra nhiệt. Đặc tính của năng lượng Năng lượng tồn tại trong các chất, các vật thể dưới dạng động năng và thế năng. Cần phải hiểu rằng động năng và thế năng của một chất, một vật thể được xét ở cả hai trạng thái vĩ mô và vi mô. Động năng và thế năng của chất, vật thể ở trạng thái vĩ mô được thể hiện ở tốc độ

chuyển động, khối lượng, vị trí của vật thể. Động năng và thế năng của vật thể ở trạng thái vi mô: là chuyển động của các nguyên

tử, phân tử xây dựng nên vật thể, lực hút giữa các electron và hạt nhân, lực liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử, lực liên kết giữa các phân tử, …

Năng lượng có thể được truyền từ vật thể này sang vật thể khác, từ dạng này sang dạng khác. Các dạng truyền của năng lượng là nhiệt và công.

Ví dụ: một vật lăn từ trên đầu dốc xuống cuối dốc: thế năng đã chuyển thành động năng, sinh ra 1 công và lực ma sát đã sinh ra nhiệt ma sát làm tăng nhiệt độ của mặt dốc.

Đơn vị đo năng lượng: J (jun) hoặc cal (calo) (1 J = 0,24 cal; 1 cal = 4,184 J) Lưu ý: không có giá trị năng lượng bằng 0 tuyệt đối mà chỉ có năng lượng bằng 0 ứng với một hệ quy chiếu chuẩn nào đó.

3.1.1.5. Nhiệt dung Nhiệt dung (C) của một chất là lượng nhiệt 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 một gam chất đó lên một độ. Nhiệt dung mol là lượng nhiệt cần dùng để nâng một mol chất đó lên một độ. Nhiệt dung mol đẳng áp là nhiệt dung mol của quá trình nâng nhiệt trong điều kiện

đẳng áp, ký hiệu CP. Nhiệt dung mol đẳng tích là nhiệt dung mol của quá trình nâng nhiệt trong điều kiện

đẳng tích, ký hiệu CV.


Đối với khí lý tưởng, xét cho 1 mol khí thì: CP = 5 R2

; CV = 3 R2

; với R = 8,3145

J/mol.K Ví dụ: Nhiệt dung riêng đẳng áp của nước trong khoảng 14,5–15,5oC bằng 1 cal/g.K, nhiệt dung mol đẳng áp của nước trong khoảng nhiet độ này là 18,015 cal/mol.K.

3.1.2. Nguyên lý thứ nhất của nhiệt động học – Nội năng – Entalpi

3.1.2.1. Nguyên lý thứ nhất Phát biểu nguyên lý: Năng lượng trong vũ trụ là không đổi. Nói cách khác: năng lượng có thể chuyển từ dạng này sang dạng khác nhưng không thể tự sinh ra và tự mất đi.

Ví dụ: xét chuyển động của 2 viên bi

Thế năng của A chuyển thành động năng và chuyển cho B tùy thuộc vào lực ma sát giữa A và B với mặt đường mà B được đẩy lên những vị trí khác nhau trên dốc. Nếu lực ma sát nhỏ B sẽ đến vị trí mới cao hơn, mặt đường bị nóng lên ít. Nếu lực ma sát lớn, B sẽ đến vị trí mới thấp hơn, mặt đường bị nóng lên nhiều hơn.

3.1.2.2. Nội năng

Định nghĩa Nội năng của một hệ là tổng số của động năng và thế năng của tất cả các tiểu phân bên trong hệ.

Có thể coi nội năng đó là “năng lượng dự trữ bên trong của hệ, bao gồm tất cả các dạng năng lượng như: năng lượng liên kết hóa học, năng lượng liên kết giữa electron với hạt nhân, năng lượng hạt nhân, năng lượng liên kết giữa các phân tử, năng lượng của các dạng chuyển động tịnh tiến, chuyển động quay, dao động, … của nguyên tử và phân tử, …”

Nội năng là một hàm trạng thái Đối với một hệ tĩnh (không chuyển động, không thay đổi vị trí) khi truyền cho hệ năng lượng hoặc lấy bớt năng lượng của hệ thì nội năng của hệ sẽ bị thay đổi. Nếu hệ nhận năng lượng từ môi trường thì U của hệ sẽ tăng lên và UTT cuối > UTT đầu.

Đặt U = UTT cuối – UTT đầu thì: Nếu hệ nhận năng lượng từ môi

trường U > 0 Nếu hệ giải phóng năng lượng ra môi

trường U < 0

Năng lượng

HỆ U > 0

U < 0 Năng lượng

Hóa đại cương Phần lý thuyết phản ứng 5 Ghi chú: không thể xác định được giá trị tuyệt đối của U nhưng xác định được U. Đối với các hệ tĩnh (các hệ hóa học là những hệ tĩnh) khi chuyển từ trạng thái năng lượng này sang trạng thái năng lượng khác, nội năng của hệ sẽ thay đổi. Sự thay đổi nội năng được bảo toàn nên phần năng lượng đó phải được truyền từ hệ ra môi trường xung quanh hoặc được hấp thu từ môi trường xung quanh dưới dạng nhiệt hoặc công.

U = UTT cuối – UTT đầu = q + A

U = q + A

q: hiệu ứng nhiệt của quá trình q có dấu (+): q > 0 nếu hệ hấp thu nhiệt từ môi trường q có dấu (–): q < 0 nếu hệ tỏa nhiệt ra môi trường

A: công mà hệ trao đổi với môi trường A có dấu (+): A > 0 khi hệ bị môi trường tác động lên A có dấu (–): A < 0 khi hệ tác động công lên môi trường

Đối với các quá trình có sự thay đổi thể tích sẽ có sự sinh công hoặc nhận công: Nếu có sự tăng thể tích: hệ sẽ sinh công A < 0 Nếu có sự giảm thể tích: hệ sẽ nhận công A > 0

Ghi chú: 1. Trong trường hợp các phản ứng hóa học thông thường công A là công giãn nở, chống lại áp

suất bên ngoài

ngoaøiA P dV

(phải đặt dấu “” vì khi hệ sinh công, nội năng của hệ giảm, nghĩa là U < 0) 2. Đối với các quá trình giãn nở thuận nghịch: Phệ = Pngoài

3.1.2.3. Hiệu ứng nhiệt của các quá trình đẳng nhiệt Trong các quá trình giãn nở thuận nghịch ở nhiệt độ không đổi, T = hằng số

2

1

VRTA PdV dV RT lnV V

3.1.2.4. Hiệu ứng nhiệt của các quá trình đẳng tích Các quá trình phản ứng giữa các chất lỏng hoặc chất rắn có thể coi là quá trình đẳng tích. Trong quá trình đẳng tích: thể tích không thay đổi dV = 0 A = 0

qV = U + Quá trình tỏa nhiệt: U < 0 + Quá trình thu nhiệt: U > 0

Hiệu ứng nhiệt của quá trình đẳng tích bằng biến thiên nội năng (U) của hệ.

3.1.2.5. Hiệu ứng nhiệt các quá trình đẳng áp Quá trình đẳng áp: P = hằng số, nếu có sự thay đổi thể tích, hệ sẽ sinh công hoặc nhận công. Nếu tăng thể tích, Vcuối > Vđầu V = Vcuối – Vđầu > 0: hệ sinh công (A < 0) Nếu giảm thể tích, Vcuối < Vđầu V = Vcuối – Vđầu < 0: hệ nhận công (A > 0)

Do đó công thức tính công giãn nở sẽ là:

A PdV P dV P V

Hóa đại cương Phần lý thuyết phản ứng 6 U = qP – P V qP = U + P V = Ucuối – Uđầu + P (Vcuối – Vđầu) = (Ucuối + P Vcuối) – (Uđầu + P Vđầu) Đặt một hàm trạng thái mới: H = U + P V. H được gọi là ENTALPI. Như vậy: qP = Hcuối – Hđầu = H

qP = H + H < 0: quá trình tỏa nhiệt + H > 0: quá trình thu nhiệt

Hiệu ứng nhiệt của quá trình đẳng áp bằng biến thiên Entalpi (H) của hệ. Cũng như U, không thể xác định được giá trị tuyện đối của H mà chỉ xác định được biến đổi của H trong các quá trình (H). Ý nghĩa của H: khó giải thích đối với các quá trình khác. Riêng đối với quá trình đẳng áp: nhiệt lượng được cung cấp (giải phóng) dùng để biến thiên H của hệ.

3.1.2.6. Hiệu ứng nhiệt của các phản ứng hóa học

Phương trình nhiệt hóa học Các phản ứng thường tiến hành ở điều kiện áp suất không đổi (khi các phản ứng được tiến hành trong điều kiện thông thường trong hệ hở, Phệ = Pkhí quyển, phản ứng được thực hiện trong điều kiện đẳng áp). Hiệu ứng nhiệt đo được trong các phản ứng sẽ là hiệu ứng nhiệt đẳng áp. Phương trình phản ứng hóa học có viết hiệu ứng nhiệt của phản ứng được gọi là phương trình nhiệt hóa học.

Ví dụ: N2 (k) + 2O2 (k) 2NO2 (k) H = + 68 kJ điều đó có nghĩa là: khi 2 mol O2 phản ứng hoàn toàn với 1 mol N2 để chuyển thành 2 mol NO2 (k) phản ứng cần phải hấp thu một lượng nhiệt là 68 kJ

Đặc tính biến đổi hiệu ứng nhiệt (H) của các phản ứng hóa học H là một đại lượng dung độ Trị số của H tỉ lệ với lượng chất tham gia phản ứng và sản phẩm phản ứng. Nếu các hệ số của các chất phản ứng trong phương trình đã cân bằng được nhân lên với một thừa số nào đó thì H cũng phải được nhân lên với thừa số đó.

Ví dụ: Xe (k) + 2F2 (k) XeF4 (r) H = –251 kJ 2Xe (k) + 4F2 (k) 2XeF4 (r) H = 2 (–251) = –502 kJ

Khi đổi chiều của phản ứng thì H sẽ đổi dấu Ví dụ: N2 (k) + 2O2 (k) 2NO2 (k) H = + 68 kJ 2NO2 (k) N2 (k) + 2O2 (k) H = –68 kJ

Điều này là do qui ước về dấu để chỉ chiều truyền năng lượng, khi phản ứng đổi chiều thì chiều truyền nhiệt cũng sẽ thay đổi.

33..11..22..77.. Mối quan hệ giữa H và U của các phản ứng hóa học ở điều kiện đđẳẳnngg áápp Giữa H và U có mối quan hệ:

Chất tham gia phản ứng Sản phẩm phản ứng P = hằng số

Trạng thái đầu Trạng thái cuối qP = H


H = U + P V Do đó tùy thuộc vào sự thay đổi của hệ trong quá trình phản ứng mà giá trị tương đối H và U sẽ thay đổi. a) Trường hợp phản ứng không có sự thay đổi thể tích của hệ (V = 0)

H = U Biến thiên nội năng bằng biến thiên Entalpi

Các phản ứng hóa học mà các chất phản ứng đều là chất lỏng, chất rắn hoặc phản ứng đồng thể trong dung dịch thì thể tích của hệ coi như không đổi vì sự thay đổi đó rất nhỏ. Các phản ứng với sự tham gia của chất khí với số mol chất khí tham gia phản ứng bằng số mol chất khí ở sản phẩm, nếu tiến hành ở áp suất và nhiệt độ không đổi thì thể tích của hệ không thay đổi vì V = nRT/P Trong đó: n = số mol chất khí của sản phẩm – số mol chất khí của tác chất b) Trường hợp có sự thay đổi thể tích (V 0) Nếu V > 0 H > Ù Nếu V < 0 H < U

Đối với các phản ứng có sự tham gia của các chất khí công thức tính sẽ là:

H = U + n R T

Nếu n > 0: số mol chất khí của sản phẩm > số mol chất khí của tác chất

H > U

Trường hợp phản ứng có sự tăng thể tích: biến thiên nội năng nhỏ hơn biến thiên Entalpi

Nếu n < 0: số mol chất khí của sản phẩm < số mol chất khí của tác chất

H < U

Trường hợp phản ứng sự giảm thể tích: biến thiên nội năng lớn hơn biến thiên Entalpi

3.1.2.8. Nhiệt hình thành (Hof)

Nhiệt hình thành của một hợp chất là hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành 1 phân tử gam (1 mol) chất đó từ các đơn chất bền ở điều kiện tiêu chuẩn. Lưu ý: Điều kiện chuẩn đối với phản ứng hóa học theo quan điểm của nhiệt động học là: Nhiệt độ: 25oC (298,15K) Áp suất: 1 atm Hóa chất phải ở trạng thái chuẩn: nếu là chất rắn và chất lỏng phải là chất nguyên chất;

Nếu là chất khí phải có áp suất riêng phần 1 atm. Nếu là dung dịch phải có nồng độ 1 mol/l.

Entalpi (Ho) của các đơn chất bền ở điều kiện tiêu chuẩn có giá trị bằng 0. Ví dụ: xét phản ứng ở 25oC, 1 atm H2 (khí) + O2 (khí) H2O (lỏng) H = –268 kJ Vậy nhiệt hình thành của H2O là Ho

f = –268 kJ/mol Lưu ý: Giá trị nhiệt hình thành của các chất được xác định bằng thực nghiệm. Có thể tra cứu các giá trị này từ các SỔ TAY HÓA HỌC.

Hóa đại cương Phần lý thuyết phản ứng 8 3.1.2.9. Định luật Hess

“Hiệu ứng nhiệt của quá trình hóa học chỉ phụ thuộc vào bản chất và trạng thái của các chất đầu và sản phẩm cuối chứ không phụ thuộc vào đường đi của quá trình”

Ví dụ 1: Xác định H của phản ứng: C (than chì) + O2 (khí) CO2 (khí) H = ?

Cho biết: C (than chì) + 12

O2 (khí) CO (khí) H1 = –26,42 kcal

CO (khí) + 12

O2 (khí) CO2 (khí) H2 = –67,63 kcal

Giải: Từ những số liệu đã cho, ta có thể lập sơ đồ sau:

Traïng thaùi ñaàu Traïng thaùi cuoái

CO2 (khí) C (than chì) O2 (khí)+

CO (khí)

H

H2H1 12

+ O2 (khí) 12

+ O2 (khí)

Theo định luật Hess, ta có: H = H1 + H2 = (–26,42 kcal) + (–67,63 kcal) = –94,05 kcal Ví dụ 2: Xác định H của phản ứng: N2 (khí) + O2 (khí) 2NO (khí) H1 = ? Cho biết: N2 (khí) + 2O2 (khí) 2NO2 (khí) H2 = + 68 kJ 2NO (khí) + O2 (khí) 2NO2 (khí) H3 = –112 kJ Giải: Từ những số liệu đã cho, ta có thể lập sơ đồ sau:

Traïng thaùi ñaàu Traïng thaùi cuoái

2NO2 (khí) N2 (khí) 2O2 (khí)+

2NO (khí)

+ O2 (khí) + O2 (khí) H1

H2

H3

Theo định luật Hess, ta có: H2 = H1 + H3 H1 = H2 – H3 = (68 kJ) – (–112 kJ) = 180 kJ

3.1.2.10. Hệ quả của định luật Hess

Hệ quả 1 Nhiệt phân hủy của 1 hợp chất có giá trị tuyệt đối đúng bằng nhiệt hình thành của hợp chất đó nhưng ngược dấu.

Ví dụ:

H2 (khí) + 12

O2 (khí) H2O (lỏng) H = –268 kJ


Vậy nhiệt hình thành của H2O là Hof = –268 kJ/mol

Nhiệt phân hủy của 1 mol H2O (lỏng) thành 1 mol H2 (khí) và 12

mol O2 (khí) là +268

kJ/mol Hệ quả 2 Hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học bằng tổng nhiệt hình thành của các sản phẩm trừ đi tổng nhiệt hình thành của tác chất.

Hphản ứng = Hsản phẩm – Htác chất

Áp dụng hệ quả 2 để tính hiệu ứng nhiệt của các phản ứng dựa vào giá trị nhiệt hình thành của các chất

Ví dụ: Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng:

C6H6 (lỏng) + 152

O2 (khí) 6CO2 (khí) + 3H2O (lỏng)

Biết nhiệt hình thành của các chất như sau:

Chất C6H6 (lỏng) O2 (khí) CO2 (khí) H2O (lỏng)

Hof (kcal/mol) 11,72 0 –94,05 –57,08

Giải: Hpư = [6 mol Ho

f (CO2) + 3 mol Hof (H2O)] – [1 mol Ho

f (C6H6) + 15/2 mol Ho

f (O2)] Hpư = [6 mol (–94,05 kcal/mol) + 3 mol (–57,08 kcal/mol)] – [1 mol (11,72

kcal/mol) + 15/2 mol 0] Hpư = –564,3 kcal – 171,24 kcal – 11,72 kcal – 0 kcal = – 747,26 kcal

Hệ quả 3 Nếu một quá trình được tiến hành theo nhiều giai đoạn, Entalpi của toàn bộ quá trình sẽ bằng tổng Entalpi của các giai đoạn Áp dụng hệ quả 3 ta có thể tính hiệu ứng nhiệt của các quá trình không thể đo nhiệt trực tiếp.

Ví dụ: Tính nhiệt hình thành của khí Metan (CH4) Giải: Ta biết nhiệt hình thành của CH4 chính là hiệu ứng nhiệt (H) đo ở điều kiện tiêu chuẩn của phản ứng: C (than đá) + 2H2 (khí) CH4 (khí) H Tuy nhiên phản ứng này không thể xảy ra trực tiếp do đó ta không thể đo được H. Để điều chế CH4 từ H2 và C ta tiến hành qua 3 giai đoạn: C (than đá) + O2 (khí) CO2 (khí) H1 = –393,7 kJ 2H2 (khí) + O2 (khí) H2O (lỏng) H2 = –571,5 kJ CO2 (khí) + H2O (lỏng) CH4 (khí) + O2 (khí) H3 = +784,3 kJ Tổng hiệu ứng nhiệt của 3 giai đoạn trên có giá trị bằng với hiệu ứng nhiệt của phản ứng: C (than đá) + 2H2 (khí) CH4 (khí) H = H1 + H2 + H3 = (–393,7 kJ) + (–571,5 kJ) + (+784,3 kJ) = –74,4 kJ Vậy nhiệt hình thành của khí Metan (CH4) có giá trị Ho

f = –74,4 kJ/mol

Hóa đại cương Phần lý thuyết phản ứng 10 3.1.2.11. Ảnh hưởng của nhiệt độ đến hiệu ứng nhiệt phản ứng Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng hóa học tiến hành ở điều kiện nhiệt độ tiêu chuẩn và hóa chất ở trạng thái chuẩn được ký hiệu là Ho

298 trong đó dấu “o” cho thấy hóa chất ở trạng thái chuẩn, còn 298 chỉ nhiệt độ phản ứng. Hiệu ứng nhiệt của các phản ứng tiến hành ở điều kiện khác với điều kiện chuẩn được ký hiệu là HT. 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 Kirchoff:

2

2 1

1

T

T T PT

C dT

Trong đó các T là hiệu ứng nhiệt của phản ứng ở các nhiệt độ T1 và T2. Cp là độ biến thiên nhiệt dung đẳng áp của phản ứng và được tính theo công thức:

CP = CP (sản phẩm) – CP (tác chất)

Trong trường hợp nhiệt dung được coi là không phụ thuộc nhiệt độ thì:

2

2 1

1

T

T T P P 2 1T

C dT C (T T )

Hay 2 1T P 2 1 TC (T T )

Ví dụ: Xác định hiệu ứng nhiệt của phản ứng ở 398K:

CO (khí) + 12

O2 (khí) CO2 (khí)

Cho biết o298,pư = –67,64 kcal và nhiệt dung mol đẳng áp của CO (khí), O2 (khí) và CO2

(khí) tương ứng là 6,97; 7,05 và 8,96 cal/mol.K Giải: CP = 8,96 – (7,05 ÷ 2 + 6,97) = –1,535 cal/K o

398 = [–1,535 (398 – 298) ] ÷ 1000 + (–67,64) = 67,79 kcal Lưu ý: Thông thường hiệu ứng nhiệt biến đổi không nhiều theo nhiệt độ do đó ta có thể coi như hiệu ứng nhiệt không thay đổi theo nhiệt độ.

3.1.3. Nguyên lý thứ hai của nhiệt động học và chiều của các quá trình hóa học

3.1.3.1. Chiều tự diễn biến của quá trình hóa học Thông thường hệ có mức năng lượng thấp nhất sẽ ở trạng thái bền nhất. Như vậy ta có thể suy ra rằng các quá trình có xu hướng xảy ra theo chiều tỏa nhiệt làm giảm nội năng của hệ (tức là làm cho hệ chuyển từ trạng thái có năng lượng cao xuống trạng thái có năng lượng thấp, bền vững hơn). Tuy nhiên trong rất nhiều trường hợp các phản ứng hóa học xảy ra đi kèm theo sự thu nhiệt từ môi trường ngoài.

Ví dụ: phản ứng khí hóa than cốc C (than đá) + H2O (khí) CO (khí) + H2 (khí) H = +31,4 kcal Trong trường hợp này nhiệt tạo thành sản phẩm (CO (khí) + H2 (khí)) lớn hơn nhiệt tạo thành nguyên liệu đầu (C (than đá) + H2O (khí) ) nghĩa là nội năng của hệ sau phản ứng cao hơn nội năng của hệ trước phản ứng, thế nhưng phản ứng vẫn diễn ra.

Hóa đại cương Phần lý thuyết phản ứng 11 Như vậy chỉ dựa vào sự biến đổi nội năng (hay Entalpi H) không thể tiên đoán được chiều phản ứng. Để tiên đoán chính xác chiều hướng của phản ứng ta cần phải xem xét thêm một yếu tố nữa đó là độ mất trật tư của hệ (được thể hiện qua giá trị ENTROPI, ký hiệu S)

Ví dụ: Giả sử có hai bình khí trơ He và Ne được nối với nhau như hình vẽ

Khi mở van, các khí trên sẽ đi qua van và trộn lẫn nhau cho đến khi khí trong cả 2 bình phân bố đều trên toàn bộ thể tích. Đây là quá trình tự diễn biến mà không kèm theo sự biến đổi năng lượng nào. Tuy nhiên quá trình tự diễn biến theo chiều ngược lại sẽ không thể xảy ra được.

Ta nhận xét thấy rằng: Trong điều kiện năng lượng không đổi, hệ có khuynh hướng chuyển từ trạng thái có độ mất trật tự thấp sang trạng thái có độ mất trật tự cao hơn. Hay: Không thể có quá trình tự chuyển năng lượng từ vật thể có các tiểu phân chuyển động trật tự hơn sang vật thể có các tiểu phân chuyển động kém trật tự hơn. Đây là nguyên lý thứ hai của nhiệt động học.

3.1.3.2. Entropi

Định nghĩa Entropi là thước đo độ hỗn loạn của trạng thái của hệ và được biểu thị bằng công thức sau:

A

RS k ln W ln WN

Trong đó: NA là số Avogadro bằng 6,02204.1023 (số nguyên tử có trong một nguyên tử gam hay

số phân tử có trong một phân tử gam). R là hằng số khí (0,082 L.atm/mol.K = 8,3144 J/mol.K = 1,987 cal/mol.K). k là hằng số Boltzmann 1,38066.10–23 J/K. W là xác suất 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 của hệ. Hệ gồm nhiều hạt vật chất có thể được biểu diễn bằng hai cách: bằng trạng thái vĩ mô

và bằng trạng thái vi mô. Trạng thái vĩ mô của hệ được đặc trưng bằng những đại lượng có thể đo được bằng

thực nghiệm như: nhiệt độ, áp suất, thể tích, … Trạng thái vi mô của hệ được đặc trưng bằng những trạng thái tức thời của mỗi hạt

(nguyên tử, phân tử, ion, …) 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,

He Ne

Van


3, 4 có thể phân bố mỗi hộp hai hạt (cách phân bố này tượng trưng cho một trạng thái vĩ mô của hệ). Sơ đồ hình dưới đây cho thấy ứng với trạng thái vĩ mô đã chọn, có 6 cách phân bố nghĩa là xác suất trạng thái (W) của trạng thái vĩ mô này bằng sáu.

Từ ví dụ này có thể phát biểu như sau: xác suất trạng thái (W) của một trạng thái vĩ mô là số trạng thái vi mô ứng với trạng thái vĩ mô đó. Tính chất của entropi Mỗi chất có giá trị Entropi riêng của mình, phân tử càng phức tạp thì Entropi càng lớn

(vì W lớn). Chất càng cứng có Entropi càng nhỏ: S (rắn) < S (lỏng) < S (khí) Entropi chuẩn (So

298): Là giá trị Entropi của 1 mol chất đo ở điều kiện điều kiện tiêu chuẩn có áp suất 1 atm (760 mmHg), và nhiệt độ bằng 25oC (298,15K)

Đơn vị tính của So298 la cal/mol.K hoặc J/mol.K

Giá trị này có thể tra cứu được từ các SỔ TAY HÓA HỌC. Lưu ý: So

298 của hóa chất luôn khác 0, ngay cả đơn chất. Entropi của mọi chất ở 0K đều bằng 0 vì chúng chỉ còn một trạng thái sắp xếp duy

nhất (W = 1). Đây là nội dung nguyên lý thứ ba của nhiệt động học. Biến thiên entropi của các quá trình Entropi là hàm trạng thái nên sự thay đổi Entropi (S) cũng chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái cuối của hệ.

Squá trình = STT cuối – STT đầu

Quá trình tăng nhiệt độ, Entropi của hệ tăng: S > 0 Quá trình tăng áp suất, Entropi của hệ giảm: S < 0 Quá trình tăng thể tích, Entropi của hệ tăng: S > 0 Đối với phản ứng hóa học:

Sphản ứng = Ssản phẩm – Stác chất

Ví dụ: tính So

298 của phản ứng C (than ) + O2 (khí) CO2 (khí)

Biết giá trị Entropi của các chất như sau

Chất C (than chì ) O2 (khí) CO2 (khí)

So298 (cal/mol.K) 1,37 49 51,06

Giải: So = 1 mol So(CO2) – [1 mol So(C) + 1 mol So(O2)] So = 1 mol 51,06 cal/mol.K – [1 mol 1,37 cal/mol.K + 1 mol 49 cal/mol.K So = 0,69 cal/K

1 2 3 4

B A

1 3 2 4

B A

1 4 2 3

B A

2 3

1 4

B

A

2 4

1 3

B

A

3 4

1 2

B

A

Sự Phân Bố Của Các Hạt Vào Các Hộp Trạng Thái


Như vậy độ mất trật tự của hệ tăng lên sau phản ứng. Biến thiên entropi của hóa chất và hiệu ứng nhiệt của quá trình Người ta chứng minh được rằng đối với quá trình thuận nghịch thì mối quan hệ giữa sự biến thiên Entropi và nhiệt của quá trình theo biểu thức:

tnqST

Trong đó, T là nhiệt độ phản ứng diễn ra (K) Còn nếu quá trình là không thuận nghịch thì:

ktnqST

Trong quá trình đẳng áp đẳng nhiệt thì qpư = . Gộp chung các biểu thức ta có:

ΔΗ

Δ pöpöS

T

Hay T Spư pư a. Biến thiên entropi hóa chất khi thay đổi nhiệt độ Quá trình đẳng áp: Nếu gọi CP là nhiệt dung mol đẳng áp của hóa chất thì biến thiên

Entropi khi nâng n mol chất từ nhiệt độ T1 lên T2 được tính như sau:

2

2 1

1

T

T T PT

H nC dT

2

2 1

1

T

T T PT

dTS nCT

Nếu CP là hằng số không phụ thuộc nhiệt độ thì công thức sẽ là:

2 1

2 2T T P P

1 1

T TS n C ln 2,303 n C lgT T

Quá trình đẳng tích:

2 1

2 2T T V V

1 1

T TS n C ln 2,303 n C lgT T

Ví dụ: Tính Entropi của 1 mol H2O ở 90oC. Cho biết So

298 (H2O, lỏng) = 16,75 cal/mol.K và CP = 18 cal/mol.K Giải:

So363(H2O, lỏng) = So

298 + 2,303 CP lg( 2

1

TT

)

= 16,75 + 2,303 18 lg( 363298

) = 24,92 cal/mol.K

b. Biến thiên entropi của hóa chất trong quá trình chuyển pha Trong qua trình chuyển pha, nhiệt độ không đổi: T = hằng số

chuyeån phachuyeån pha

chuyeån pha

HS

T


Ví dụ: tính S của quá trình hóa hơi 2 mol nước lỏng thành nước ở thể khí ở t = 100oC. Cho biết: ở 100oC, để thực hiện quá trình H2O (lỏng) H2O (khí) cần cung cấp 40,7 kJ.

quaù trình

2 mol H 2 40,7S 0,218 kJ/KT 373

3.1.3.3. Thế đẳng áp và chiều của các quá trình hóa học

Định nghĩa thế đẳng áp Trong phần này chúng ta chỉ xem xét chiều 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:

T Sphản ứng = phản ứng Vì T cũng là yếu tố làm tăng độ hỗn loạn của hệ nên trong biểu thức trên có hai thành phần đặc trưng 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 là yếu tố đặc trưng cho xu hướng làm tăng độ trật tự của hệ

nên có thể nói công thức này phản ảnh hai định luật cơ bản của nhiệt động học nghĩa là phản ảnh hai khuynh hướng tự diễn biến trong tự nhiên: khuynh hướng tăng độ hỗn loạn của hệ và khuynh hường 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 trong hệ đẳng áp đẳng nhiệt như sau:

G = – T S

G = – T S

G = G2 – G1 G là thế đẳng áp (còn gọi là năng lượng tự do Gibbs hay là thế đẳng áp đẳng nhiệt)

Phương trình G = – T S là phương trình cơ bản của nhiệt động hóa học. Đối với phản ứng hóa học tiến hành ở điều kiện nhiệt độ tiêu chuẩn và hóa chất ở

trạng thái chuẩn, biến thiên thế đẳng áp đẳng nhiệt được tính theo công thức:

Go298 = o

298 – 298 So298

Đối với phản ứng tiến hành ở nhiệt độ T công thức tính sẽ là:

GoT = o

T – T SoT

Vì sự biến đổi của H và S theo nhiệt độ không lớn trong những trường hợp tính toán gần đúng có thể sử dụng công thức:

GoT = o

298 – T So298

Ý nghĩa và tính chất của thế đẳng áp Thế đẳng áp là một hàm trạng thái:

G = H – T S Vì H, T và S đều là các hàm trạng thái nên G cũng là một hàm trạng thái nên G của quá trình tính được theo công thức:

Gphản ứng = Gsản phẩm – Gtác chất

Người ta chứng minh rằng G của quá trình thuận nghịch có giá trị bằng công cực đại (Amax) của quá trình đó với dấu ngược lại:

Gpư = – Amax

Hóa đại cương Phần lý thuyết phản ứng 15 Vì quá trình tự diễn biến là quá trình sinh công nên có thể rút ra các kết luận quan trọng về vai trò của Gpư như sau: Có thể dùng Gpư làm thước do cho khả năng tự diễn biến của một quá trình của một hệ: Gpư < 0 quá trình hóa học có khả năng tự diễn biến. Gpư > 0 quá trình hóa học không có khả năng tự diễn biến. Gpư = 0 hệ hóa học nằm ở trạng thái cân bằng.

Ví dụ: Xét phản ứng: C graphit + CO2 (khí) 2CO (khí)

a) Phản ứng có khả năng diễn ra ở 298K ở điều kiện tieu chuẩn hay không? b) Ở nhiệt độ nào thì phản ứng nằm ở trạng thái cân bằng ở điều kiện tiêu chuẩn. c) Từ nhiệt độ nào thì phản ứng có khả năng tự diễn biến ở điều kiện tiêu chuẩn. Giả thiết rằng pư và Spư hầu như không phụ thuộc nhiệt độ. Cho biết các giá trị sau:

Chất Cgraphit CO2 (khí) CO (khí)

o298,tt ( kcal/mol) 0 –94,10 –26,42

So298 (cal/mol.K) 1,36 51,10 47,30

Giải: a) Vì bài cho các giá trị o

298,tt và So298 của các chất nên Gpư tính theo công thức

G = – T S o

298,pư = 2 (– 26,42) – (–94,10 + 0) = 41,26 kcal So

298,pư = 2 47,30 – (51,10 + 1,36) = 42,14 cal/K Go

298,pư = 41,26 – (42,14 298) ÷ 1000 = 28,70 kcal Kết luận: vì Go

298,pư > 0 nên phản ứng không thể xảy ra ở 298K. b) Khi hệ hóa học nằm ở trạng thái cân bằng thì theo GT = 0.

T

T

TS

Theo giả thiết pư và Spư không thay đổi theo nhiệt độ nên chúng ta sử dụng o

298,pư và So298,pư để tính nhiệt độ T

41,26 1000T 979,12K42,14

Kết luận: hệ hóa học đạt trạng thái cân bằng ở 979,12K. c) Ở các giá trị nhiệt độ T > 979,12K thì |T So

T,pư| > |T,pư|. Vì trong phản ứng này o

T,pư và SoT,pư > 0 nên Go

T,pư < 0 ở các giá trị T > 979,12K, nghĩa là phản ứng có khả năng xảy ra ở các giá trị nhiệt độ cao hơn 979,12K.

Thế đẳng áp (năng lượng tự do) tạo thành tiêu chuẩn (Go298)

Năng lượng tự do tạo thành tiêu chuẩn của chất là biến thiên năng lượng tự do của quá trình tạo thành 1 mol chất đó ở điều kiện tiêu chuẩn (25oC, 1 atm) xuất phát từ các đơn chất bền. Đơn vị của Go

298 là kcal/mol hoặc kJ/mol Các đơn chất bền ở điều kiện tiêu chuẩn có Go

298 = 0 Giá trị Go

298 của các chất không xác định được trực tiếp bằng thực nghiệm. Có thể tra cứu các đại lượng Go

298 trong các sổ tay hóa học.

Hóa đại cương Phần lý thuyết phản ứng 16 Dựa vào năng lượng tự do tạo thành tiêu chuẩn của các chất ta có thể tính được sự biến thiên năng lượng tự do của các phản ứng hóa học ở điều kiện tiêu chuẩn như sau:

Go298, phản ứng = Go

298, sản phẩm – Go298, tác chất

Ví dụ: tính Go298 của phản ứng: C (than chì) + O2 (khí) CO2 (khí)

Biết giá trị Go298 của các chất như sau:

Chất C (than chì ) O2 (khí) CO2 (khí)

Go298 (kcal/mol) 0 0 94,25

Giải: Go

298 = 1 mol Go(CO2) – [1 mol Go(C) + 1 mol Go(O2)] Go

298 = 1 mol (–94,25) kcal/mol – [1 mol 0 kcal/mol + 1 mol 0 kcal/mol Go

298 = –94,25 kcal Như vậy phản ứng tự xảy ra theo chiều thuận.

Vai trò của H, H, T đối với dấu của G và chiều của quá trình Muốn cho một quá trình xảy ra theo chiều thuận thì biến thiên G của hệ phải có dấu âm Dấu của G lại phụ thuộc vào dấu và so sánh độ lớn giữa H và S. Trong thực tế có thể xảy ra các trường hợp sau: Nếu quá trình có H < 0 và S > 0 thì tất nhiên G < 0 quá trình chắc chắn xảy ra

theo chiều thuận. Nếu S 0, muốn cho G < 0 phải có H < 0 nghĩa là quá trình tự xảy ra theo chiều

phát nhiệt. Nếu quá trình có H < 0 và S < 0, muốn cho G < 0 thì phải có: |H| > |T S|. Khi

đó, nhiệt độ có ảnh hưởng mạnh đến chiều của quá trình: Ở nhiệt độ thấp thì |T S| nhỏ nên dễ xảy ra điều kiện |H| > |T S| quá trình tự

xảy ra theo chiều thuận. Ở nhiệt độ cao thì |T S| lớn nên dễ xảy ra điều kiện |H| < |T S| quá trình tự

xảy ra theo chiều nghịch. Nếu quá trình có H > 0 và S > 0, muốn cho G < 0 thì phải có: |H| < |T S|. Khi

đó nhiệt độ cũng giữ vai trò quan trọng: Ở nhiệt độ cao |T S| đủ lớn để làm cho |H| < |T S| G < 0 phản ứng theo

chiều thuận Ở nhiệt độ thấp |T S| không đủ lớn |H| > |T S| G > 0 phản ứng theo

chiều nghịch Nếu quá trình có H > 0 và S < 0 thì ở bất kỳ nhiệt độ nào ta cũng có G > 0

phản ứng không thể xảy ra theo chiều thuận mà chỉ xảy ra theo chiều nghịch. Dự đoán chiều tự xảy ra của quá trình Từ phương trình cơ bản của nhiệt động hóa học: Gpư = pư – T Spư Chúng ta thấy: Ở những nhiệt độ thấp (từ khoảng nhiệt độ phòng trở xuống) thì trong tuyệt đại đa số

trường hợp |T Spư| << |pư|, nên Gpư phụ thuộc vào pư. Như vậy có thể dựa vào yếu tố Entalpi đe xét chiều của quá trình. Từ đây chúng ta hiểu được tại sao ở những nhiệt độ bình thường, đa số các quá trình phát nhiệt (Hpư < 0) lại tự xảy ra, còn rất ít quá trình thu nhiệt (Hpư < 0) tự xảy ra.

Hóa đại cương Phần lý thuyết phản ứng 17 Ở nhiệt độ cao (> 1500oC) thì |T Spư| >> |pư|, vì thế Gpư phụ thuộc Spư. Như

vậy phải dựa vào giá trị của Spư để xét chiều quá trình. Vì T luôn dương nên nếu Spư < 0 thì phản ứng không tự xảy ra, nếu Spư > 0 thì phản ứng tự xảy ra.

Ở các giá trị nhiệt độ không lớn lắm và không nhỏ lắm thì Gpư phụ thuộc vào cả hai đại lượng Spư và pư.

Sử dụng GoT,pư để đánh giá khả năng và chiều của các quá trình hóa học

Theo ý nghĩa của thế đẳng áp, để biết chính xác khả năng và chiều của các quá trình hóa học cần phải xác định đại lượng G của quá trình này ở điều kiện nhiệt độ, áp suất và nồng độ xảy ra quá trình, chứ không nên dùng trực tiếp đại lượng tiểu chuẩn (Go

T,pư). Tuy nhiên người ta nhận thấy có thể sử dụng Go

T,pư để dự đoán khả năng và chiều nhiều quá trình hóa học ở nhiệt độ T theo quy tắc sau đây: Go

T,pư > 10 kcal: Trong đa số trường hợp không thể tự xảy ra quá trình hóa học theo chiều thuận, có thể tự xảy ra quá trình nghịch ở bất kỳ điều kiện nào ở nhiệt độ T.

GoT,pư < –10 kcal: Trong đa số trường hợp chỉ có thể tự xảy ra quá trình theo chiều

thuận, không thể tự xảy ra quá trình nghịch ở bất kỳ điều kiện nào ở nhiệt độ T. 10 kcal < Go

298,pư < 10 kcal: Tùy theo các điều kiện (nhiệt độ, áp suất, nồng độ các chất, …) có thể tự xảy ra quá trình theo chiều thuận và theo chiều nghịch ở nhiệt độ T.

Ví dụ 1: Phản ứng: 2Zn (rắn) + O2 (khí) 2ZnO (rắn) Go

298,pư = –152,2 kcal. Điều này có nghĩa là ở 298K kẽm có thể bị oxyhóa không những ở áp suất khí bằng 1 atm mà còn ở cả những áp suất khác, nhỏ bao nhiêu cũng được. Ví dụ 2: Phản ứng: 3H2 (khí) + N2 (khí) 2NH3 (khí) Go

673,pư = +5,8 kcal. Từ giá trị thế đẳng áp của phản ứng chỉ có thể kết luận là phản ứng tổng hợp NH3 không thể xảy ra ở điều kiện tiêu chuẩn ở T = 673K và P = 1 atm, chứ không thể nói là phản ứng sẽ không xảy ra ở mọi trường hợp vì tuy cùng nhiệt độ này, nhưng với áp suất lớn hơn (chẳng hạn 1000 atm) nó lại xảy ra được.


33..22.. ĐĐỘỘNNGG HHÓÓAA HHỌỌCC Mục tiêu nghiên cứu của động hóa học Một phản ứng hóa học có thể xảy ra về mặt nhiệt động học khi G < 0. Tuy nhiên, có nhiều phản ứng có G < 0 nhưng thực tế hầu như không xảy ra.

Ví dụ: phản ứng: 2NO (k) + O2(k) 2NO2(k) o298G 70 kJ / mol

xảy ra hầu như ngay lập tức ở điều kiện thường.

Trong khi phản ứng: H2 (k) + 12

O2 (k) H2O (k) o298G 228,58 kJ/mol

tuy có o298G rất âm nhưng sau hàng năm vẫn không xảy ra. Trong trường hợp này,

người ta nói có những trở ngại động học kìm hãm vận tốc phản ứng làm cho phản ứng có vận tốc cực kỳ nhỏ không thể quan sát được.

Lĩnh vực hóa học nghiên cứu về vận tốc và cơ chế của các phản ứng hóa học được gọi là động hóa học. Có ba yếu tố cơ bản ảnh hưởng đến vận tốc của các phản ứng hóa học: Nồng độ của các chất tham gia phản ứng Nhiệt độ Bản chất của chất xúc tác

3.2.1. Vận tốc phản ứng Vận tốc phản ứng được định nghĩa là: "sự biến thiên nồng độ của một trong các tác chất hay sản phẩm trong một đơn vị thời gian"

Cvt

Trong đó: v: vận tốc phản ứng, mol/lít.thời gian C: biến thiên của nồng độ trong khoảng thời gian t Vì vận tốc phản ứng phải dương nên ta quy ước sử dụng dấu () khi xác định vận tốc phản ứng theo tác chất, và dấu (+) khi xác định vận tốc phản ứng theo sản phẩm. Vận tốc phản ứng phụ thuộc vào nồng độ của các chất tham gia phản ứng nên v được xác định bằng biểu thức trên chỉ là vận tốc trung bình trong khoảng thời gian t. Vận tốc trung bình này sẽ tiến tới vận tốc tức thời tại thời điểm t khi t 0:

t t 0C dCv limt dt

Trong trường hợp tổng quát thì các chất tham gia phản ứng có hệ số tỉ lượng khác nhau: aA + bB cC + dD

Khi đó: C CA B dC dCdC dCb c dvdt a dt a dt a dt

Hoặc 1 dCv n dt

trong đó n là hệ số tỉ lệ

Vận tốc phản ứng thường được xác định bằng thực nghiệm thông qua việc đo nồng độ của tác chất hoặc sản phẩm theo thời gian.

Ví dụ: xét phản ứng: 2H2O2 (dd) 2H2O (l) + O2 (k) Sự biến đổi nồng độ O2 và H2O2 theo thời gian như sau:

Thời gian Lượng O2 tạo thành Nồng độ H2O2


(giây) (gam) (mol/l)

0 0 0,882

60 2,96 0,679

120 5,056 0,566

180 6,784 0,458

240 8,16 0,372

300 9,344 0,298

360 10,336 0,236

420 11,104 0,188

480 11,68 0,152

540 12,192 0,12

600 12,608 0,094

Đồ thị biểu diễn sự biến đổi [H2O2] theo thời gian có dạng như sau:

00,10,20,30,40,50,60,70,80,9

1

0 60 120 180 240 300 360 420 480 540 600

Thôøi gian (giaây)

H2O

2 (m

ol/lí

t)

B

A

C

D

Hệ số góc của đường AB chính là vận tốc trung bình của phản ứng trong khoảng thời gian từ 0 đến 600 giây. Để xác định vận tốc phản ứng tại thời điểm nào ta kẻ tiếp tuyến với đồ thị tại thời điểm đó. Giá trị hệ số góc của đường tiếp tuyến này chính là vận tốc của phản ứng tại thời điểm đó (hệ số góc của đường CD chính là vận tốc của phản ứng tại thời điểm t = 60 giây)

3.2.2. Ảnh hưởng của nồng độ đến vận tốc phản ứng

3.2.2.1. Định luật tác dụng khối lượng Năm 1867, Guldberg và Waage đã thiết lập định luật tác dụng khối lượng để xác định ảnh hưởng của nồng độ đến vận tốc của phản ứng:

aA + bB cC + dD “Vận tốc của phản ứng tỉ lệ với tích số của nồng độ các chất tham gia phản ứng với các số mũ tương ứng là các hệ số tỉ lượng trong phương trình phản ứng.”


a bA Bv k C C

Trong đó: k: hằng số vận tốc phản ứng a: bậc theo A b: bậc theo B Tổng a + b + … được gọi là bậc phản ứng (bậc chung), và cũng được gọi là phân tử số, nó chính là số phân tử tham gia vào phản ứng.

Tổng a + b + … Bậc phản ứng Phân tử số

1 2 3

phản ứng bậc 1 phản ứng bậc 2 phản ứng bậc 3

phản ứng đơn phân tử phản ứng nhị phân tử phản ứng tam phân tử

Ví dụ: phản ứng 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O được gọi là phản ứng thập phân tử hay phản ứng bậc 10 và có bậc 2 theo KMnO4, bậc 5 theo H2O2 và bậc 3 theo H2SO4.

3.2.2.2. Định luật cơ bản hiện đại của động hóa học Những nghiên cứu thực nghiệm cho thấy tuyệt đại đa số các phản ứng không tuân theo định luật tác dụng khối lượng. Đó là do hầu hết các phản ứng hóa học đều là các phản ứng phức tạp bao gồm nhiều phản ứng đơn giản. Thực nghiệm cũng cho thấy các phản ứng đơn giản chủ yếu có phân tử số là 1 và 2, rất ít khi có phân tử số bằng 3. Phản ứng đơn giản có phân tử số cao hơn 3 không tồn tại. Có thể phát biểu định luật cơ bản hiện đại của động hóa học như sau: “Vận tốc v của phản ứng tại mỗi thời điểm tỉ lệ với tích nồng độ lúc đó của các chất tham gia phản ứng với một số mũ xác định” Như vậy phương trình vận tốc phản ứng phải được viết lại như sau:

A Bv k C C

Trong đó: : bậc phản ứng theo A : bậc phản ứng theo B : bậc tổng quát của phản ứng k, và chỉ có thể xác định bằng thực nghiệm

3.2.3. Phương pháp xác định phương trình vận tốc Phương pháp thực nghiệm thường dùng để xác định vận tốc phản ứng là phương pháp đo vận tốc đầu.

Ví dụ 1: Xét phản ứng: A + B sản phẩm có phương trình vận tốc tổng quát như sau:

v = k [A]m [B]n Để xác định m ta tiến hành 2 thí nghiệm trong đó nồng độ [B] được giữ nguyên chỉ thay đổi nồng độ của A

TN1: nồng độ của A là [A]1 TN2: nồng độ của A là [A]2 = 2[A]1

Đo vận tốc của phản ứng của cả hai trường hợp tại thời điểm t = 0 (dùng phương pháp đo đã giới thiệu ở phần trên)


Lập tỉ số v2/v1, ta có:

m m n

m2 1m n

1 1

v k 2 [A] [B]x 2v k [A] [B]

Nếu: x = 1 m = 0 x = 2 m = 1 x = 4 m = 2 x = 8 m = 3

Ví dụ 2: Hãy viết phương trình vận tốc phản ứng của phản ứng sau 2NO (k) + O2 (k) 2NO2 (k) Biết các giá trị thực nghiệm:

Thí nghiệm [NO] đầu (mol/l)

[O2] đầu (mol/l)

Vận tốc đầu của phản ứng

1 00125 0,0255 0,0281

2 0,0125 0,0510 0,0561

3 0,0250 0,0255 0,112

Giải: Ta có v = k [NO]m [O2]n Từ thí nghiệm 1 và 2 ta thấy: khi [O2] tăng gấp 2 thì v tăng gấp 2 n = 1 Từ thí nghiệm 1 và 3 ta thấy: khi [NO] tăng gấp 2 thì v tăng gấp 4 m = 2 Từ các giá trị m = 2; n = 1; [NO] = 0,0125; [O2] = 0,0255; v = 0,0281 ta tính được k =7,04.103 Vậy phương trình vận tốc có dạng: v = 7,03.103 [NO]2 [O2]

3.2.4. Phương trình vận tốc dạng tích phân Phương trình vận tốc phản ứng như trình bày ở trên cho chúng ta biết được bậc phản ứng và hằng số tốc độ k. Tuy nhiên để tính toán được sự biến đổi nồng độ của các chất theo thời gian ta cần sử dụng phương trình vận tốc dạng tích phân. Xét phản ứng: A + B sản phẩm Phương trình vận tốc phản ứng tổng quát có dạng:

m nd[A] d[B]v k [A] [B]dt dt

Lấy tích phân phương trình trên ta sẽ được phương trình vận tốc dạng tích phân. Để làm đơn giản vấn đề ta sẽ xét phương trình tích phân cho từng loại phản ứng cụ thể.

3.2.4.1. Phản ứng bậc không Phản ứng bậc không là phản ứng có vận tốc phản ứng không phụ thuộc vào nồng độ của các chất tham gia phản ứng. Như vậy, vận tốc phản ứng là một hằng số, không phụ thuộc vào thời gian. Phương trình phản ứng có dạng: A Sản phẩm


Phương trình động học vi phân của phản ứng bậc không có dạng:

d[A]v kdt

Hay d[A] k dt Trong đó: k có đơn vị là mol/lít.thời gian Lấy tích phân phương trình trên từ thời điểm t1 = 0 với nồng độ ban đầu của A là [A]0 đến thời điểm t với nồng độ của A là [A], ta có: 0[A] [A] k t

Hay 0[A] k t [A]

____________________________________________________________________________ Phương trình này có dạng phương trình đường thẳng: Y = aX + b Với: Tung độ gốc của đường thẳng: b = [A]0 Hệ số góc của đường thẳng: a = – k Như vậy khi ta biểu diễn [A] theo t nếu đồ thị thu được là đường thẳng thì phản ứng đó là phản ứng bậc 0. Từ phương trình đường thẳng này ta sẽ xác định được hằng số vận tốc k của phản ứng. ____________________________________________________________________________

Thời gian cần thiết để lượng tác chất phản ứng được một nửa ([A] = 0,5[A]0) được gọi là thời gian bán hủy t1/2.

01/ 2

0,5 [A]tk

3.2.4.2. Phản ứng bậc một

Phương trình phản ứng bậc một có dạng: A Sản phẩm Phương trình động học vi phân của phản ứng bậc một có dạng:

d[A]v k [A]dt

Hay d[A] k dt[A]

Trong đó: k có đơn vị là thời gian1 Lấy tích phân phương trình trên, ta có:

0

[A]ln k t[A]

Trong đó: [A]0: nồng độ ban đầu của A [A]: nồng độ của A tại thời điểm t Phương trình trên thường được viết lại dưới dạng: 0ln[A] ln[A] k t

Hay 0ln[A] k t ln[A]

____________________________________________________________________________ Phương trình này có dạng phương trình đường thẳng: Y = aX + b Với: Tung độ gốc của đường thẳng: b = ln[A]0


Hệ số góc của đường thẳng: a = – k Như vậy khi ta biểu diễn ln[A] theo t nếu đồ thị thu được là đường thẳng thì phản ứng đó là phản ứng bậc 1. Từ phương trình đường thẳng này ta sẽ xác định được hằng số vận tốc k của phản ứng. ____________________________________________________________________________

Thời gian bán hủy t1/2 được tính như sau:

01/ 2

0

[A]ln k t ln 2 0,6931 [A]2

1/ 20,693t

k

Vậy thời gian bán hủy là một hằng số đặc trưng cho phản ứng (tại một nhiệt độ xác định).

3.2.4.3. Phản ứng bậc hai

Phương trình phản ứng bậc hai có dạng: A + B Sản phẩm Phương trình động học vi phân của phản ứng bậc hai có dạng:

d[A] d[B]v k [A] [B]dt dt

Trong trường hợp đơn giản nhất khi nồng độ ban đầu của A và B bằng nhau. Khi một phân tử A tham gia phản ứng thì một phân tử B cũng bị tiêu thụ. Do đó, tại mọi thời điểm nồng độ của A và B đều bằng nhau. vì vậy có thể viết:

2d[A] k [A]dt

Hay 2

d[A] k dt[A]

Lấy tích phân phương trình trên, ta có:

0

1 1 k t[A] [A]

Hay 0

1 1k t[A] [A]

____________________________________________________________________________ Phương trình này có dạng phương trình đường thẳng: Y = aX + b Với: Tung độ gốc của đường thẳng: b = 1/[A]0 Hệ số góc của đường thẳng: a = k Như vậy khi ta biểu diễn 1/[A] theo t nếu đồ thị thu được là đường thẳng thì phản ứng đó là phản ứng bậc 2. Từ phương trình đường thẳng này ta sẽ xác định được hằng số vận tốc k của phản ứng. ____________________________________________________________________________

Thời gian bán hủy t1/2:

1/ 20

0

1 1k t 1 [A][A]2

1/ 20

1tk [A]

Như vậy, khác với phản ứng bậc một, thời gian bán phản ứng của phản ứng bậc hai phụ thuộc vào nồng độ ban đầu của chất phản ứng.


Trong trường hợp nồng độ ban đầu của A và B khác nhau, [A]0 [B]0. Đặt [A]0 = a và [B]0 = b. Lượng A và B đã phản ứng cho đến thời điểm t là x. x cũng là nồng độ của sản phẩm được tạo thành. Phương trình động học vi phân có dạng:

dx k (a x) (b x)dt

Hay dx k dt(a x) (b x)

Lấy tích phân phương trình trên, ta có:

1 a (b x)k t lnb a b (a x)

Biểu thức trên sẽ không có giá trị nếu a = b. Khi b > a và t = t1/2 thì ta có x = a/2:

1/ 21 a (b a / 2)k t ln

b a b (a a/ 2)

1/ 21 2b ak t ln

b a b

Ví dụ: Phản ứng phân hủy N2O5 trong pha khí được khảo sát tại một nhiệt độ xác định: 2N2O5 (k) 4NO2 (k) + O2 (k)

Thời gian (giây) [N2O5] (mol/l)

0 0,1000

50 0,0707

100 0,0500

200 0,0250

300 0,0125

400 0,00625 Hãy xác định bậc phản ứng, hằng số vận tốc và thời gian bán hủy của phản ứng trên. Giải: Từ các số liệu ta tính tóan các giá trị 1/[N2O5] và ln[N2O5]

Thời gian (giây)

[N2O5] (mol/l) 2 5

1[N O ]

ln[N2O5]

0 0.1 10 – 2,30259

50 0,0707 14,14427 – 2,64931

100 0,05 20 – 2,99573

200 0,025 40 – 3,68888

300 0,0125 80 – 4,38203

400 0,00625 160 – 5,07517

Vẽ đồ thị của [N2O5], 1/[N2O5] và ln[N2O5] theo t ta thấy chỉ có đồ thị biểu diễn ln[N2O5] theo t là đường thẳng, do đó đây là phản ứng bậc 1. Hệ số góc của đường thẳng này có giá trị bằng – 0,0069 vậy k = 0,0069


Thôøi gian (giaây)

y = -0,0069x - 2,3026R2 = 1

-6

-5

-4

-3

-20 100 200 300 400

ln[N

2O5]

(mol

/lít)

3.2.5. Cơ chế phản ứng Phản ứng nói chung sẽ diễn ra qua nhiều giai đoạn cơ sở khác nhau. Mỗi giai đoạn cơ sở này có một hằng số vận tốc xác định và khác biệt với các hằng số vận tốc của giai đoạn cơ sở khác. Vận tốc chung của phản ứng sẽ là một tổ hợp phức tạp của các vận tốc phản ứng đơn giản thành phần nên không tuân theo định luật tác dụng khối lượng nữa. Một cách đơn giản, nếu chỉ có một giai đoạn cơ sở có vận tốc chậm thì vận tốc chung của phản ứng được quyết định bởi vận tốc của giai đoạn chậm nhất gọi là giai đoạn tốc định. Tập hợp tất cả các giai đoạn cơ sở của một phản ứng sẽ cho biết cách thức mà phản ứng xảy ra, và do đó được gọi là cơ chế phản ứng.

Ví dụ: Xét phản ứng: NO2 (k) + CO (k) NO (k) + CO2 (k) Thực nghiệm cho thấy vận tốc phản ứng có dạng: v = k [NO2]2 Như vậy đây là phản ứng bậc 2 theo NO2 Cơ chế phản ứng được đề nghị gồm 2 giai đoạn cơ sở như sau: Gđ1: NO2 (k) + NO2 (k) NO3 (k) + NO (k) có hằng số vận tốc k1 Gđ2: NO3 (k) + CO (k) NO2 (k) + CO2 (k) có hằng số vận tốc k2 Vận tốc phản ứng của các giai đoạn cơ sở tuân theo định luật tác dụng khối lượng. Như vậy: v1 = k1 [NO2]2 v2 = k2 [NO3] [CO] Giai đoạn 1 có vận tốc nhỏ hơn nhiều so với giai đoạn 2 do đó đây chính là giai đoạn tốc định phản ứng là bậc 2 theo NO2. Như vậy khi biết được các giai đoạn cơ sở của một phản ứng và biết được giai đoạn cơ sở nào là giai đoạn tốc định ta có thể xác định được phương trình vận tốc của phản ứng đó:

Giai đoạn cơ sở tốc định Bậc phản ứng Phương trình vận tốc

A sản phẩm 1 v = k [A]

A + A sản phẩm 2 v = k [A]2

A + B sản phẩm 2 v = k [A] [B]


A + A + B sản phẩm 3 v = k [A]2 [B]

A + B + C sản phẩm 3 v = k [A] [B] [C]

3.2.6. Lý thuyết về động hóa học Thực nghiệm đã cho thấy vận tốc phản ứng sẽ thay đổi khi nồng độ các tác chất thay đổi cũng như khi thay đổi nhiệt độ hoặc khi thêm những chất xúc tác thích hợp vào hệ phản ứng. Nhằm mục đích giải thích bản chất của các biến đổi này, các lý thuyết đã được xây dựng trong đó quan trọng nhất là “thuyết va chạm hữu hiệu” Theo thuyết này phản ứng chỉ xảy ra khi có sự va chạm giữa các tiểu phân tác chất. Tuy nhiên không phải bất kỳ một va chạm nào mà chỉ có những “va chạm hữu hiệu” mới gây ra phản ứng. “Va chạm hữu hiệu” là các va chạm thỏa mãn 2 điều kiện sau: Có năng lượng lớn hơn một năng lượng giới hạn Ea. Giá trị năng lượng Ea đặc trưng

cho từng phản ứng và được gọi là năng lượng hoạt hóa Có định hướng xác định.

Ví dụ: Xét phản ứng: 2BrNO (k) 2NO (k) + Br2 (k) Trong phản ứng này 2 liên kết Br–N phải bị phá vỡ và một liên kết Br–Br phải được hình thành. Phá vỡ một liên kết Br–N cần một năng lượng là 243kJ/mol. Năng lượng này có được do sự va chạm giữa hai phân tử BrNO. Như vậy chỉ có những va chạm nào tạo ra năng lượng đủ đáp ứng điều kiện này mới tạo ra phản ứng. Ngoài ra, sự va chạm giữa hai phân tử BrNO có thể theo nhiều định hướng khác nhau nhưng chỉ các va chạm nào tạo điều kiện cho hai nguyên tử Br của 2 phân tử BrNO tiếp xúc nhau mới tạo thành phản ứng.

PHƯƠNG TRÌNH ARRHENIUS Dựa vào thuyết va chạm hữu hiệu, vào năm 1880 Arrhenius đưa ra phương trình thể hiện vận tốc phản ứng như sau:

aERTk z p e

Trong đó: k: hằng số vận tốc z: tần số va chạm p: hằng số định hướng Ea: Năng lượng hoạt hóa của phản ứng R: hằng số khí lý tường T: nhiệt độ tuyệt đối Phương trình Arrhenius thường được viết gọn lại như sau:

aERTk A e

Lấy logarit hai vế phương trình trên ta có:

aE 1ln(k) ln(A)R T

Đây là phương trình có dạng phương trình đường thẳng y = aX + b trong đó: y = lnk; a = –Ea/R; x = 1/T; b = ln(A). Như vậy ta có thể xác định được năng lượng hoạt hóa của một phản ứng thông qua việc đo hằng số vận tốc của phản ứng ở những nhiệt độ khác nhau sau đó vẽ đồ thị của lnk theo 1/T.


Hệ số góc của đường thẳng này có giá trị bằng (–Ea/R). Ví dụ: Hãy tính năng lượng hoạt hóa của phản ứng 2N2O5 (k) 4NO2 (k) + O2 (k) Biết rằng các giá trị hằng số vận tốc đo được như sau:

k (s–1) 2,0.10–5 7,3.10–5 2,7.10–4 9,1.10–4 2,9.10–3

T (oC) 20 30 40 50 60

Giải: Từ các dữ liệu trên ta vẽ đường thẳng biểu diễn lnk theo 1/T Đường thẳng này có hệ số góc = – 1,2.104 từ đó tính được Ea= 1,0.105 J/mol

3.2.7. Ảnh hưởng của nhiệt độ đến vận tốc phản ứng Từ phương trình Arrhenius ta nhận thấy khi nhiệt độ tăng thì k tăng tức là vận tốc phản ứng tăng. Các nghiên cứu thực nghiệm rộng rãi cho thấy rất nhiều phản ứng hóa học có vận tốc phản ứng tăng từ 2 đến 4 lần khi tăng nhiệt độ lên 10oC. Con số cho biết vận tốc phản ứng tăng lên bao nhiêu lần khi nhiệt độ tăng lên 10oC được gọi là hệ số nhiệt độ, ký hiệu là . Ta có:

T 10

T

kk

2 1T T10

2 1v v

Trong đó: T: nhiệt độ của hệ

3.2.8. Ảnh hưởng của chất xúc tác đến vận tốc phản ứng

3.2.8.1. Định nghĩa Chất xúc tác là một chất mà sự có mặt của nó trong môi trường phản ứng làm thay đổi vận tốc của phản ứng và chất này vẫn còn nguyên vẹn khi kết thúc phản ứng. Chất xúc tác làm tăng vận tốc phản ứng được gọi là chất xúc tác dương. Thí dụ: MnO2

làm tăng phản ứng phân hủy H2O2. Chất xúc tác làm giảm vận tốc phản ứng là chất xúc tác âm, song người ta thường gọi

là chất ức chế. Người ta thường chia xúc tác thành hai loại là xúc tác đồng thể và xúc tác dị thể. Ngoài ra, còn có thể kể thêm xúc tác men. Trong xúc tác đồng thể, chất xúc tác và tác chất ở trong cùng một pha (lỏng hay khí),

phản ứng xảy ra trong toàn bộ thể tích của hệ (tức là trong không gian ba chiều). Còn trong xúc tác dị thể thì chất xúc tác và tác chất ở trong hai pha khác nhau. Thông

thường, chất xúc tác ở pha rắn còn các chất phản ứng ở pha lỏng hay khí. Phản ứng chỉ xảy ra trên bề mặt của chất xúc tác, nghĩa là trong không gian hai chiều.

Một số phản ứng có sản phẩm lại là xúc tác cho chính phản ứng đó. Một phản ứng như vậy được gọi là phản ứng tự xúc tác.

3.2.8.2. Các đặc trưng của sự xúc tác Chất xúc tác không làm thay đổi tính chất nhiệt động của hệ: Chất xúc tác không thể làm cho một phản ứng có Go > 0 xảy ra. Chất xúc tác không làm thay đổi Go của phản ứng nên cũng không làm thay đổi cân

bằng của phản ứng.


Chất xúc tác chỉ làm cho phản ứng đạt tới cân bằng nhanh hơn, nghĩa là phản ứng diễn ra nhanh hơn.

Chất xúc tác có tính chọn lọc: Mỗi chất xúc tác chỉ làm xúc tác cho một phản ứng hay một loại phản ứng nhất định. Đối với cùng với một tác chất, khi sử dụng các xúc tác khác nhau có thể thu được các

sản phẩm khác nhau. Ví dụ:

Chất xúc tác làm thay đổi con đường phản ứng: Chất xúc tác làm thay đổi từ con đường phản ứng có năng lượng hoạt hóa cao sang

con đường có năng lượng hoạt hóa thấp khiến cho phản ứng diễn ra nhanh hơn.

3.2.8.3. Cơ chế của quá trình xúc tác Do quá trình xúc tác đồng thể diễn ra trong không gian ba chiều trong lúc quá trình xúc tác dị thể diễn ra trong không gian hai chiều nên cơ chế tác dụng của chất xúc tác trong hai quá trình này là khác nhau. Xúc tác đồng thể Người ta cho rằng vai trò của chất xúc tác đồng thể là làm giảm năng lượng hoạt hóa của phản ứng hóa học. Trong phương trình Arrhenius, năng lượng hoạt hóa nằm ở phần lũy thừa nên một sự thay đổi nhỏ của nó cũng làm thay đổi đáng kể giá trị của k và từ đó làm thay đổi đáng kể vận tốc phản ứng. Chất xúc tác đồng thể kết hợp với các tác chất trong các phản ứng trung gian có năng lượng hoạt động nhỏ hơn năng lượng hoạt động của phản ứng trực tiếp giữa các tác chất. Như vậy, chất xúc tác đã thay thế một phản ứng có hàng rào năng lượng cao bằng một chuỗi phản ứng có hàng rào năng lượng thấp hơn. Xúc tác dị thể Chất xúc tác dị thể làm cho: (1) nồng độ của các tác chất trên bề mặt của chất xúc tác tăng lên và (2) làm hoạt hóa các phân tử bằng cách tạo ra liên kết giữa chất xúc tác với phân tử hấp phụ làm liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử yếu đi.

E A···B

Sản phẩm

Tọa độ phản ứng

A···K···B

A···K

A + B

CA

CA0

Tọa độ phản ứng

Cu

Al2O3

CH3CHO C2H5OH

C2H4


Trong trường hợp tổng quát, một phản ứng xúc tác dị thể có thể xảy ra qua năm giai đoạn sau: 1. Quá trình khuếch tán các chất phản ứng đến bề mặt của chất xúc tác. 2. Quá trình hấp phụ hóa học của một hay nhiều chất tham gia phản ứng. 3. Quá trình phản ứng trên bề mặt của chất xúc tác. 4. Quá trình giải hấp các sản phẩm vừa được tạo thành. 5. Quá trình khuếch tán các chất phản ứng đến bề mặt của chất xúc tác.

Thông thường, giai đoạn 1 và 5 diễn ra rất nhanh do chúng là quá trình khuếch tán thuần túy. Do đó, vận tốc phản ứng sẽ phụ thuộc vào vận tốc tương đối của ba giai đoạn còn lại, mà trong đa số trường hợp giai đoạn 3 là giai đoạn chậm nhất. Chất xúc tác dị thể thường được gắn trên một chất mang là một chất trơ được dùng làm khung để phân bố chất xúc tác. Người ta cho rằng chất xúc tác dị thể có những tâm xúc tác. Một số tạp chất hấp phụ lên các tâm này làm giảm hay làm mất hoạt tính của chất xúc tác được gọi là chất độc xúc tác. Xúc tác men Tất cả các phản ứng hóa học xảy ra trong cơ thể sinh vật đều được xúc tác bởi các men. Men là các protein có phân tử lượng cao. Trong phân tử của men ngoài phần protit còn có những trung tâm hoạt động đặc biệt. Chính cấu tạo của những trung tâm đặc biệt này quyết định tính chọn lọc cao của xúc tác men: mỗi men chỉ xúc tác cho một loại phản ứng duy nhất. Một đặc điểm quí giá của xúc tác men là nó làm cho phản ứng xảy ra ở nhiệt độ và áp suất thường trong lúc nếu tiến hành bằng các phản ứng hóa học thông thường thì phải thực hiện ở nhiệt độ và áp suất cao.


33..33.. CCÂÂNN BBẰẰNNGG HHÓÓAA HHỌỌCC

3.3.1. Phản ứng thuận nghịch – Cân bằng hóa học Các phản ứng hóa học được chia làm hai loại: Phản ứng không thuận nghịch (còn gọi là phản ứng một chiều hay phản ứng hoàn toàn), trong điều kiện xác định chỉ xảy ra theo một chiều xác định, không thể xảy ra theo chiều ngược lại.

Ví du: phản ứng phân hủy 2KClO3 2KCl + 3O2 chỉ xảy ra theo chiều thuận (chiều nghịch của phản ứng này không thể thực hiện được).

Do chỉ xảy ra theo chiều thuận nên phản ứng Không thuận nghịch có thể tiến hành hoàn toàn có nghĩa là có thể đạt hiệu suất 100%. Phản ứng thuận nghịch (còn gọi là phản ứng không hoàn toàn hay phản ứng hai chiều), trong điều kiện nhất định có thể xảy ra đồng thời theo hai chiều.

Ví dụ: khi đun nóng I2 phản ứng với H2 tạo thành HI (I2 + H2 2HI), khi một lượng sản phẩm nhất định được tạo thành thì có quá trình ngược lại xảy ra đó là sự phân ly của HI thành I2 và H2 (2HI I2 + H2). Như vậy phản ứng trên là một phản ứng thuận nghịch:

I2 + H2 ⇌ 2HI Phản ứng thuận nghịch không thể tiến hành đến mức hoàn toàn tức là không bao giờ hết các chất phản ứng ban đầu. Sau một thời gian phản ứng, phản ứng thuận nghịch đạt tới trạng thái tại đó vận tốc của hai phản ứng thuận và nghịch bằng nhau, nồng độ của các chất không thay đổi nữa, đó là TRẠNG THÁI CÂN BẰNG. Cần lưu ý rằng cân bằng hóa học là cân bằng động, nghĩa là tại vị trí cân bằng các phản ứng thuận và nghịch vẫn tiếp tục xảy ra, nhưng với vận tốc bằng nhau. Xét về phương diện nhiệt động học, phản ứng thuận nghịch không xảy ra tới cùng vì ở TRẠNG THÁI CÂN BẰNG năng lượng tự do của hệ đạt giá trị thấp nhất.

3.3.2. Hằng số cân bằng

3.3.2.1. Biểu thức hằng số cân bằng Thông qua việc nghiên cứu thực nghiệm nhiều phản ứng hóa học, vào năm 1864 hai nhà hóa học người Nauy là Cato Maximilaian Guldberg và Peter Waage nhận thấy rằng:

Sản phẩm

Tác Chất

Năng lượng tự do

Phản ứng không thuận nghịch

Sản phẩm

Tác Chất

Phản ứng thuận nghịch

Trạng thái cân bằng

Năng lượng tự do

Hóa đại cương Phần lý thuyết phản ứng 31 c) Hằng số cân bằng của các phản ứng đồng thể Đối với phản ứng có dạng: jA + kB ⇌ C + mD

Tỷ số m

cb cbC j k

cb cb

[C] [D]K[A] [B]

Với [C], [D], [A], [B] là nồng độ (mol/L) của các chất C, D, A, B tại thời điểm cân bằng

KC là hằng số ở nhiệt độ xác định và được gọi là HẰNG SỐ CÂN BẰNG của phản ứng. Ví dụ: trộn lẫn I2 với H2 theo những tỷ lệ khác nhau rồi cho tiến hành phản ứng ở 425oC. Sau khi phản ứng đạt cân bằng ta đo các giá trị [I2], [H2], [HI], và tính hằng số K= [HI]2/[H2][I2] ta nhận thấy kết quả sau:

Thí Nghiệm Nồng độ cân bằng (mol/L) 10–3 Hằng Số

[H2] [I2] [HI] KC

1 1,8313 3,1292 17,671 54,491

2 2,2523 2,3360 16,850 53,964

3 2,9070 1,7069 16,482 54,748

4 3,5600 1,2500 15,588 54,604

5 4,5674 0,7378 13,544 54,468

6 0,4789 0,4789 3,531 54,455

7 0,4953 0,4953 3,655 54,455

8 1,1409 1,1409 8,410 54,337

Giá trị trung bình của K = 54,411 Ta nhận thấy: Giá trị của K luôn là một hằng số cho dù tỉ lệ các hóa chất ban đầu có khác nhau. Hằng số cân bằng của phản ứng I2 + H2 ⇌ 2HI có giá trị bằng 54,441

Phản ứng đồng thể của các chất khí thường sử dụng 2 loại hằng số cân bằng tùy thuộc vào đơn vị nồng độ được dùng trong biểu thức của nó: Hằng số cân bằng áp suất (KP) nếu dùng áp suất riêng phần. Hằng số cân bằng nồng độ (KC) nếu dùng nồng độ mol/L.

Hằng số cân bằng áp suất của phản ứng trên có giá trị là:

2 2

2HI

PI H

PKP P

Trong đó: P là áp suất riêng phần của các chất khí lúc hệ đạt trạng thái cân bằng Vì đối với chất khí giữa áp suất riêng phần, thể tích và nhiệt độ có mối liên hệ: PV = nRT

nRTP CRTV

Do đó đối với một phản ứng tổng quát: jA (k) + kB (k) ⇌ C (k) + mD (k)


m m m

( m) ( j k )C D C D C DP j k j k j k

A B A B A B

P P (C RT) (C RT) C CK (RT)P P (C RT) (C RT) C C

nP CK K (RT)

Trong đó: n = (số mol khí sản phẩm) – (số mol khí tác chất) Trong ví dụ trên: số mol khí sản phẩm và tác chất bằng nhau n = 0 do đó KP = KC d) Hằng số cân bằng của các phản ứng dị thể Nếu phản ứng có cả 3 pha: rắn, lỏng, khí thì chỉ tính đến nồng độ chất khí (nồng độ

của chất rắn và lỏng bằng hằng số nên qui ước cho chúng có giá trị là 1) Phản ứng dị thể trong dung dịch: chỉ tính đến nồng độ của các chất tan trong dung

dịch và áp suất của chất khí. Ví dụ:

CaCO3 (r) ⇌ CaO (r) + CO2 (k) KC = [CO2] KP =

2COP

Cu2+ (dd) + Zn (r) ⇌ Cu (r) + Zn2+ (dd)

2

C 2

[Zn ]K[Cu ]

3.3.2.2. Tính chất của hằng số cân bằng Đối với một phản ứng xác định, K luôn là hằng số ở một nhiệt độ nhất định, không

phụ thuộc vào nồng độ, áp suất các chất. Nếu phản ứng thuận có hằng số cân bằng là K thì hằng số cân bằng của phản ứng

nghịch là K’ sẽ có giá trị là:

1K 'K

Nếu phản ứng jA + kB ⇌ C + mD có hằng số cân bằng là K thì hằng số cân bằng của phản ứng [n(jA + kB ⇌ C + mD)] có giá trị là: K’ = Kn

Hằng số cân bằng của phản ứng tổng cộng có giá trị bằng tích hằng số cân bằng của các phản ứng thành phần. Ví dụ:

N2 (k) + O2 (k) ⇌ 2NO (k) 2

12 2

[NO]K[N ] [O ]

2NO (k) + O2 (k) ⇌ 2NO2 (k) 2

22 2

2

[NO ]K[NO] [O ]

N2 (k) + 2O2 (k) ⇌ 2NO2 (k) 2

21 22

2 2

[NO ]K K K[N ] [O ]

3.3.3. Liên hệ giữa hằng số cân bằng và biến thiên thế đẳng áp (GoT)

Trong các phần trước chúng ta chỉ lưu ý đến biến thiên thế đẳng áp của phản ứng ở điều kiện các chất phản ứng đều ở điều kiện chuẩn (Go

T). Trong thực tế dù khi bắt đầu phản ứng chúng ta có

Hóa đại cương Phần lý thuyết phản ứng 33 lấy các chất ở điều kiện chuẩn thì trong quá trình phản ứng nồng độ của các chất sẽ bị biến đổi và vì vậy thế đẳng áp cũng bị biến đổi theo. Sự phụ thuộc của thế đẳng áp đẳng nhiệt của hóa chất khi nồng độ thay đổi được biểu diễn bằng phương trình sau: GT = Go

T + RTlnP Hoặc GT = Go

T + RTlnC Trong đó: P là áp suất riêng phần của chất khí C là nồng độ mol/L của các chất trong dung dịch Go: là hóa thế tiêu chuẩn của hóa chất. R: hằng số khí lý tưởng (8,31451 J/mol.K) T: nhiệt độ tuyệt đối (K) Do đó các phản ứng có hóa chất ở điều kiện nồng độ không tiêu chuẩn, biến thiên thế đẳng áp sẽ tính theo công thức: GT (pư) = GT (sản phẩm) – GT (tác chất) Chẳng hạn, đối với phản ứng đồng thể: jA + kB ⇌ C + mD Thay các biểu thức của GT hóa chất vào biểu thức của GT ta sẽ có:

GT (pư) = GoT (sản phẩm) – Go

T (tác chất) + RTln m

C Dj k

A B

C CC C

Trong đó: CC, CD, CA, CB là nồng độ ban đầu của hóa chất. GT (pư) = Go

T (pư) + RTlnQ cùng với sự xảy ra của phản ứng theo chiều thuận hoặc chiều nghịch nồng độ của các chất sẽ thay đổi và giá trị GT sẽ thay đổi theo. Khi GT = 0 hệ đạt đến trạng thái cân bằng, nồng độ của cácchất trong biểu thức của Q là nồng độ lúc cân bằng và Q sẽ bằng K. GT (pư) = 0 = Go

T (pư) + RTlnK

Go T (pư) = –RTlnK = –2,303 RTlgK

3.3.4. Hằng số cân bằng và mức độ chuyển hóa của phản ứng Giá trị của K cho biết mức độ chuyển hóa các chất tham gia phản ứng thành sản phẩm phản ứng: Khi Go rất âm K rất lớn, K >> 1 nồng độ chất tham gia còn rất nhỏ phản ứng

gần như hoàn toàn (phản ứng hoàn toàn theo chiều thuận) Khi Go >> 0 nồng độ sản phẩm rất nhỏ so với chất đầu, phản ứng hầu như không

xảy ra. Khi Go = 0 K = 1, nồng độ sản phẩm và chất đầu tương đương nhau phản ứng

hoàn toàn thuận nghịch. |Go| 0: phản ứng coi là thuận nghịch.

Ví dụ: Phản ứng: 2NO2 (k) ⇌ N2O4 (k) có hằng số cân bằng KP = 8,9 ở 298K Hãy tính hiệu suất của phản ứng, nếu ban đầu các chất đều được lấy với nồng độ là 1 atm. Giải: Nếu gọi x là áp suất riêng phần đã tăng thêm của N2O4 là x

Hóa đại cương Phần lý thuyết phản ứng 34 2NO2 ⇌ N2O4

Áp suất đầu 1 atm 1 atm Áp suất đã thay đổi 2x x Áp suât lúc cân bằng (1 – 2x) (1 + x) Khi cân bằng:

2 4

2

N OP 2 2

NO

P 1 xK 8,9P (1 2x)

Giải phương trình bậc 2 x1 = 0,3 và x2 = 0,7 Loại nghiệm số x = 0,7 vì 2x < 1 x = 0,3

2 4N OP 1,3 atm ; 2NOP 0,4 atm

Hiệu suất chuyển hóa được tính theo độ chuyển hóa của NO2 thành N2O4.

2NO1 P 1 0,4h% 100% 100% 60%1 1

3.3.5. Sử dụng hằng số cân bằng và dự đoán khả năng phản ứng Dựa vào giá trị của hằng số cân bằng chúng ta tính toán được nồng độ của tác chất và sản phẩm sau phản ứng, từ đó cho phép ta dự đoán được chiều diễn biến của phản ứng. Giá trị của K lớn (> 103): cân bằng thuận lợi cho việc tạo thành SẢN PHẨM Giá trị K trung bình (trong khoảng 10–3 đến 103): cân bằng không thuận lợi cho cả sản

phẩm lẫn tác chất Giá trị K nhỏ (< 10–3): cân bằng thuận lợi cho việc tạo thành tác chất (không thuận lợi

cho việc tạo thành sản phẩm) Ví dụ: xét phản ứng tổng hợp HCl từ Cl2 và H2 H2 + Cl2 ⇌ 2HCl Hằng số cân bằng K = [HCl]2/[H2][Cl2] có giá trị bằng 4,0.1031 ở 300K. Giá trị lớn của hằng số cân bằng cho ta thấy rằng khi phản ứng đạt tới cân bằng, hầu như toàn bộ tác chất (H2 và Cl2) đã chuyển hết thành sản phẩm HCl. Ta nói rằng cân bằng của phản ứng này thuận lợi cho việc tạo thành sản phẩm.

Để dự đoán chiều diễn biến của phản ứng chúng ta tiến hành so sánh chỉ số phản ứng (Q) với hằng số cân bằng K Chỉ số phản ứng (Q) được tính như sau: Đối với phản ứng có dạng: jA + kB ⇌ C + mD

Tỷ số m

C DC j k

A B

C CQC C

Với CA, CB, CC, CD là nồng độ (mol/L) của các chất A, B, C, D tại thời điểm bắt đầu phản ứng.

Hay: m

C DP j k

A B

P PQP P

Với PA , PB , PC , PD là áp suất riêng phần của các khí A, B, C, D tại thời điểm bắt đầu phản ứng.

Khi so sánh Q với K có 3 trường hợp xảy ra: Q = K: phản ứng đã đạt cân bằng, không có sự dịch chuyển nào xảy ra nữa

Hóa đại cương Phần lý thuyết phản ứng 35 Q > K: phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều tạo thành tác chất (chiều nghịch) cho

đến khi cân bằng được thiết lập. Q < K: phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều tạo thành sản phẩm (chiều thuận) cho

đến khi cân bằng được thiết lập. Ví dụ: Phản ứng tổng hợp NH3 từ N2 và H2 ở 500oC có hằng số cân bằng là 6,0.10–2 L2/mol. Hãy dự đoán chiều diễn biến của phản ứng trong các trường hợp sau: a. [NH3]0 = 1,0.10–3 mol/L; [N2]0 = 1,0.10–5 mol/L; [H2]0 = 1,0.10–3 mol/L b. [NH3]0 = 2,0.10–4 mol/L; [N2]0 = 1,5.10–5 mol/L; [H2]0 = 3,54.10–1 mol/L c. [NH3]0 = 1,0.10–4 mol/L; [N2]0 = 5,0 mol/L; [H2]0 = 1,0.10–2 mol/L Giải:

Tính Q theo phương trình: 2

3 03

2 0 2 0

[NH ]Q[N ] [H ]

cho ba trường hợp a, b, c ta có

Qa = 1,3.107 L2/mol2 Qb = 6,01.10–2 L2/mol2 Qc = 2,0.10–3 L2/mol2 Như vậy: a. Qa > K: phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều phân hủy NH3 (chiều nghịch) b. Qb = K: phản ứng đã đạt cân bằng không có dịch chuyển c. Qc < K: phản ứng dịch chuyển theo chiều tạo thành NH3 (chiều thuận)

3.3.6. Nguyên lý dịch chuyển cân bằng Le Chatelier – Ảnh hưởng của các yếu tố nhiệt độ, áp suất, nồng độ đến cân bằng hóa học

3.3.6.1. Nguyên lý Le Chatelier

“Khi tác dụng từ ngoài vào hệ cân bằng bằng cách thay đổi một điều kiện nào đó quyết định vị trí cân bằng, vị trí cân bằng của hệ sẽ dịch chuyển về phía làm giảm hiệu quả tác dụng đó.”

Ví dụ: CO2 (k) + H2 (k) ⇌ CO (k) + H2O (k) Ở 850oC khi cân bằng thì nồng độ của các chất có giá trị sau: [CO2] = 0,04 mol/L; [H2] = 0,64 mol/L; [CO] = [H2O] = 0,16 mol/L. Xét xem khi tăng nồng độ CO2 lên 10 lần thì cân bằng sẽ chuyển dịch về phía nào, xác định vị trí cân bằng mới. Giải:

2

2C

2 2

[CO] [H O] (0,16)K 1[CO ] [H ] (0,04) (0,64)

khi tăng [CO2] lên 10 lần cân bằng chuyển dịch về bên phải để làm giảm nồng độ CO2. Gọi x là nồng độ CO2 đã giảm đi CO2 + H2 ⇄ CO + H2O Nồng độ ban đầu 0,4 0,64 0,16 0,16 Nồng độ thay đổi x x x x Nồng độ cân bằng mới (0,4 – x) (0,64 – x) (0,16 + x) (0,16 + x) Tại cân bằng mới:


2C

2 2

[CO] [H O] K 1[CO ] [H ]

2(0,16 x) 1(0,4 x) (0,64 x)

x = 0,169

Nồng độ các chất tại vị trí cân bằng mới: [CO2] = 0,4 – 0,169 = 0,231 mol/L [H2] = 0,64 – 0,169 = 0,471 mol/L [CO] = [H2O] = 0,16 + 0,16 = 0,329 mol/L

3.3.6.2. Ảnh hưởng của nồng độ Khi phản ứng đã đạt đến trạng thái cân bằng: Nếu ta thêm TÁC CHẤT vào hệ: phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều tạo thành SẢN

PHẨM Nếu ta thêm SẢN PHẨM vào hệ:phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều tạo thành TÁC

CHẤT. Tổng quát: “Đối với một hệ cân bằng, nếu tăng nồng độ của một chất thì cân bằng sẽ chuyển dịch về phía làm giảm nồng độ chất đó và ngược lại”

Ví dụ: phản ứng I2 + H2 ⇌ 2HI đang ở trạng thái cân bằng Nếu tăng nồng độ I2, phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều tạo thành HI Nếu giảm nồng độ I2, phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều tạo thành I2 + H2

3.3.6.3. Ảnh hưởng của áp suất Đối với các phản ứng có mặt các chất khí, ở điều kiện cân bằng: Nếu tăng áp suất của hệ thì cân bằng sẽ dịch chuyển về phía giảm áp suất (tức là về

phía tạo thành ít các phân tử khí hơn). Nếu giảm áp suất của hệ thì cân bằng sẽ dịch chuyển về phía tăng áp suất (tức là về

phía tạo thành nhiều các phân tử khí hơn). Ví dụ: phản ứng 2NO2 ⇌ N2O4

Nếu tăng áp suất, phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều tạo thành N2O4 Nếu giảm áp suất, phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều tạo thành NO2

3.3.6.4. Ảnh hưởng của nhiệt độ Đối với các phản ứng có kèm theo sự thu hoặc tỏa nhiệt: Nếu tăng nhiệt độ thì phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều làm giảm nhiệt độ (chiều thu

nhiệt). Nếu giảm nhiệt độ thì phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều làm tăng nhiệt độ (chiều tỏa

nhiệt). Ví dụ: phản ứng 2NO2 ⇌ N2O4 H= –13,8 kcal (tỏa nhiệt)

Nếu giảm nhiệt độ, phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều tạo thành N2O4 (chiều tỏa nhiệt)

Nếu tăng nhiệt độ, phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều tạo thành NO2 (chiều thu nhiệt) Lưu ý: Sự thay đổi các điều kiện nồng độ, nhiệt độ, áp suất có tác dụng chuyển dịch chiều

hướng phản ứng khi và chỉ khi hệ phản ứng có trạng thái cân bằng. Chất xúc tác không có tác dụng chuyển dịch cân bằng.


CHƯƠNG 3. NHIỆT HÓA HỌC VÀ ĐỘNG HÓA HỌC ..............................................1

3.1. NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC HÓA HỌC....................................................................................................... 1 3.1.1. Một số khái niệm cơ bản .......................................................................................................................... 1

3.1.1.1. Hệ: ................................................................................................................................................... 1 3.1.1.2. Trạng thái – Thông số trạng thái – Hàm trạng thái ............................................................................. 1 3.1.1.3. Quá trình.......................................................................................................................................... 2 3.1.1.4. Năng lượng – Nhiệt và Công ............................................................................................................ 3 3.1.1.5. Nhiệt dung ....................................................................................................................................... 3

3.1.2. Nguyên lý thứ nhất của nhiệt động học – Nội năng – Entalpi .................................................................... 4 3.1.2.1. Nguyên lý thứ nhất ........................................................................................................................... 4 3.1.2.2. Nội năng .......................................................................................................................................... 4 3.1.2.3. Hiệu ứng nhiệt của các quá trình đẳng nhiệt ...................................................................................... 5 3.1.2.4. Hiệu ứng nhiệt của các quá trình đẳng tích ........................................................................................ 5 3.1.2.5. Hiệu ứng nhiệt các quá trình đẳng áp ................................................................................................ 5 3.1.2.6. Hiệu ứng nhiệt của các phản ứng hóa học.......................................................................................... 6 33..11..22..77.. Mối quan hệ giữa H và U của các phản ứng hóa học ở điều kiện đđẳẳnngg áápp ...................................... 6 3.1.2.8. Nhiệt hình thành (Ho

f) .................................................................................................................... 7 3.1.2.9. Định luật Hess .................................................................................................................................. 8 3.1.2.10. Hệ quả của định luật Hess ............................................................................................................... 8 3.1.2.11. Ảnh hưởng của nhiệt độ đến hiệu ứng nhiệt phản ứng ....................................................................10

3.1.3. Nguyên lý thứ hai của nhiệt động học và chiều của các quá trình hóa học ................................................10 3.1.3.1. Chiều tự diễn biến của quá trình hóa học..........................................................................................10 3.1.3.2. Entropi ............................................................................................................................................11 3.1.3.3. Thế đẳng áp và chiều của các quá trình hóa học ...............................................................................14

3.2. ĐỘNG HÓA HỌC......................................................................................................................................18 3.2.1. Vận tốc phản ứng....................................................................................................................................18 3.2.2. Ảnh hưởng của nồng độ đến vận tốc phản ứng.........................................................................................19

3.2.2.1. Định luật tác dụng khối lượng..........................................................................................................19 3.2.2.2. Định luật cơ bản hiện đại của động hóa học .....................................................................................20

3.2.3. Phương pháp xác định phương trình vận tốc ............................................................................................20 3.2.4. Phương trình vận tốc dạng tích phân........................................................................................................21

3.2.4.1. Phản ứng bậc không ........................................................................................................................21 3.2.4.2. Phản ứng bậc một ............................................................................................................................22 3.2.4.3. Phản ứng bậc hai .............................................................................................................................23

3.2.5. Cơ chế phản ứng .....................................................................................................................................25 3.2.6. Lý thuyết về động hóa học ......................................................................................................................26 3.2.7. Ảnh hưởng của nhiệt độ đến vận tốc phản ứng.........................................................................................27 3.2.8. Ảnh hưởng của chất xúc tác đến vận tốc phản ứng ...................................................................................27

3.2.8.1. Định nghĩa ......................................................................................................................................27 3.2.8.2. Các đặc trưng của sự xúc tác............................................................................................................27 3.2.8.3. Cơ chế của quá trình xúc tác ............................................................................................................28

3.3. CÂN BẰNG HÓA HỌC ...........................................................................................................................30 3.3.1. Phản ứng thuận nghịch – Cân bằng hóa học.............................................................................................30 3.3.2. Hằng số cân bằng....................................................................................................................................30

3.3.2.1. Biểu thức hằng số cân bằng .............................................................................................................30 3.3.2.2. Tính chất của hằng số cân bằng........................................................................................................32

3.3.3. Liên hệ giữa hằng số cân bằng và biến thiên thế đẳng áp (GoT) ..............................................................32

3.3.4. Hằng số cân bằng và mức độ chuyển hóa của phản ứng ...........................................................................33 3.3.5. Sử dụng hằng số cân bằng và dự đoán khả năng phản ứng .......................................................................34 3.3.6. Nguyên lý dịch chuyển cân bằng Le Chatelier – Ảnh hưởng của các yếu tố nhiệt độ, áp suất, nồng độ đến cân bằng hóa học ..............................................................................................................................................35

3.3.6.1. Nguyên lý Le Chatelier....................................................................................................................35 3.3.6.2. Ảnh hưởng của nồng độ...................................................................................................................36 3.3.6.3. Ảnh hưởng của áp suất ....................................................................................................................36 3.3.6.4. Ảnh hưởng của nhiệt độ...................................................................................................................36

Documents

Nhiệt Hóa Học