ĐỀ TÀI NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC

Hàm trạng thái: Một hàm nhiệt động học F nào đó được gọi là hàm trạng tháinếu giá trị của nó chỉ phụ thuộc vào các thông số trạng thái của hệ mà không phụ thuộc vào cách biến đổi hệ.. En

CHƯƠNG 5 NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC

5.1 Nhập môn nhiệt động hóa học

5.1.1 Đối tượng nghiên cứu

Nhiệt hóa học là phần hóa học nghiên cứu định lượng hiệu ứng nhiệt của các phản ứng hóa học

Nhiệt động hóa học là phần hóa học nghiên cứu về năng lượng trao đổi kèm theo các biến đổi vật lý và hóa học

5.1.2 Một số khái niệm

Hệ hóa học : là chất hay tập hợp liên quan đến các biến đổi vật lý hay hóa học

mà ta đang khảo sát Phần còn lại xung quanh được là môi trường của hệ

Hình 5.1 Hệ hóa học

Phân loại hệ:

• Hệ mở (hở): là hệ trao đổi vật chất và năng lượng với môi trường xung quanh

• Hệ kín (đóng): là hệ chỉ trao đổi năng lượng với môi trường xung quanh

• Hệ cô lập: là hệ không trao đổi cả vật chất và năng lượng với môi trường xung

quanh

Hình 5.2 Các loại hệ - Hệ mở, hệ đóng và hệ cô lập

Nội năng (E): là năng lượng có sẵn, ẩn dấu trong hệ Bao gồm các dạng năng lượng như: động năng của các phân tử; năng lượng hút và đẩy giữa các hạt bên trong nguyên tử, giữa các nguyên tử, các ion hay giữa các phân tử; hay các dạng năng lượng khác Nội năng là một hàm trạng thái, ký hiệu: E

E = Ecuối - Eđầu = E sản phẩm – E tác chất = q + w Trong đó: - q: nhiệt;

- w: công.

Thông số trạng thái và trạng thái của hệ:

• Thông số trạng thái : Những đại lượng vật lý xác định tính chất vĩ mô của hệ được gọi là các thông số trạng thái

Ví dụ: Nhiệt độ (T), áp suất (P), thể tích (V), khối lượng (m), thành phần hóa học v.v là các thông số trạng thái

• Các thông số trạng thái có thể đo được trực tiếp bằng dụng cụ đo hoặc xác định gián tiếp qua các biểu thức toán học

• Biểu thức toán học biểu diễn mối quan hệ giữa các thông số trạng thái được gọi

là phương trình trạng thái

Ví dụ: Phương trình trạng thái khí lý tưởng PV=nRT hay PV = Σn i RT

Pi, ni: áp suất riêng phần và số mol của chất khí I trong hỗn hợp;

V,T : thể tích, nhiệt độ của hỗn hợp;

P,Σn i : áp suất tổng cộng và tổng số mol của hỗn hợp P= ΣP i;

R : hằng số khí

Phân biệt hai loại thông số trạng thái : thông số trạng thái dung độ và thông số

trạng thái cường độ

• Thông số trạng thái dung độ: là những thông số trạng thái phụ thuộc vào khối lượng của hệ

Ví dụ: Thể tích, khối lượng

• Thông số trạng thái cường độ: là những thông số trạng thái không phụ thuộc vào khối lượng của hệ

Ví dụ: Nhiệt độ, áp suất, nồng độ, độ nhớt…… là thông số trạng thái cường độ

Trạng thái vĩ mô của hệ:

• Tập hợp những thông số trạng thái biểu diễn các tính chất vĩ mô của hệ được gọi là trạng thái vĩ mô của hệ

• Khi giá trị các thông số trạng thái ở mọi điểm của hệ như nhau và không thay

đổi theo thời gian gọi là trạng thái cân bằng nhiệt động của hệ (hay hệ đang ở

trạng thái cân bằng nhiệt động)

Quá trình:

• Khi hệ đang ở một trạng thái nào đó nếu ta thay đổi một trong các thông số trạng thái thì hệ sẽ thực hiện một sự biến đổi và sẽ đạt tới một trạng thái mới

Sự thay đổi đó được gọi là quá trình Vậy quá trình là tập hợp các giai đoạn

biến đổi chuyển từ trạng thái này sang trạng thái khác

• Phân loại quá trình: Một quá trình xảy ra khi có một (hay nhiều) thông số trạng

thái không thay đổi thì được gọi là quá trình đẳng thông số (hay các thông số) trạng thái đó

Ví dụ:

Quá trình đẳng áp: xảy ra ở áp suất không đổi;

Quá trình đẳng tích : ở thể tích không đổi;

Quá trình đẳng nhiệt : ở nhiệt độ không đổi;

Quá trình đẳng nhiệt, đẳng áp: cả nhiệt độ và áp suất không đổi

Hàm trạng thái: Một hàm (nhiệt động học) F nào đó được gọi là hàm trạng thái

nếu giá trị của nó chỉ phụ thuộc vào các thông số trạng thái của hệ mà không phụ thuộc vào cách biến đổi hệ Từ định nghĩa này ta thấy các thông số trạng thái đều là các hàm trạng thái

Ví dụ: n mol khí lý tưởng ở trạng thái 1 được đặc trưng bằng P 1 V 1 = nRT 1 , ở

trạng thái 2 được đặc trưng bằng P 2 V 2 = nRT 2 Vậy PV là hàm trạng thái, nó không phụ thuộc vào cách biến đổi n mol khí từ trạng thái 1 sang trạng thái 2 Hay nói cách khác:

P, V, T v.v…hoặc E (nội năng), H (enthalpy), S (entropy), G (năng lượng tự do đẳng áp) v.v…là các hàm trạng thái

Hàm quá trình: Những hàm số phụ thuộc vào cách biến đổi của hệ được gọi là

các hàm quá trình

Ví dụ: Công (w), nhiệt (q) v.v… là các hàm quá trình

5.2 Nguyên lý thứ nhất nhiệt động lực học

Nguyên lý thứ nhất nhiệt động học có thể được phát biểu theo ba cách sau:

• Năng lượng không tự sinh ra và không tự mất đi Nó chuyển biến từ dạng này qua dạng khác hay từ vật nay qua vật khác theo những tỉ lệ tương đương nghiêm ngặt

• Tổng năng lượng của hệ và môi trường của nó là bảo toàn

• Không thể có động cơ vĩnh cửu loại I, là động cơ có khả năng sinh công liên tục

mà không cần cung cấp năng lượng

Định luật này được biểu diễn dưới dạng phương trình sau:

E q w

∆ = + với q: nhiệt lượng và w: công.

Theo quy ước:

q > 0 : hệ nhận nhiệt từ môi trường;

q < 0 : hệ tỏa nhiệt ra môi trường;

w > 0 : hệ nhận công;

w < 0 : hệ sinh công

Tóm tắt:

Hình 5.3 Sơ đồ quy ước dấu về nhiệt và công của hệ

5.3 Enthalpy và hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học

Từ nguyên lý thứ nhất nhiệt động học ta thấy rằng nhiệt tỏa ra khi tạo thành hợp chất này hay khác càng lớn, thì năng lượng tiêu tốn để phân hủy nó sẽ càng lớn Do

đó, những chất khi được tạo thành thoát ra một lượng lớn nhiệt thì rất bền và khó bị phân hủy

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

Định luật thứ nhất nhiệt động học biểu diễn bằng biểu thức toán học sau:

q= ∆ − =E w E −E −w (5.1) Trong đó:

w: công đối với các quá trình chủ yếu là công chống áp suất bên ngoài;

E1: nội năng của hệ trước khi được cung cấp nhiệt;

E2: nội năng của hệ sau khi đã được cung cấp nhiệt

Trong đó công w khi chuyển hệ từ trạng thái 1 sang trạng thái 2 sẽ là:

Trường hợp 1: Các quá trình xảy ra ở điều kiện thể tích không đổi [đẳng tích

(V = const) ] thì w = 0, từ (5.1) suy ra

1

E E

Điều này có nghĩa là toàn bộ nhiệt năng mà hệ thu vào trong quá trình đẳng tích dùng để làm tăng nội năng của hệ

Trường hợp 2: Các quá trình diễn ra ở điều kiện áp suất không đổi [đẳng áp (P

= const)] thì từ (5.1) và (5.2) suy ra:

p

q =ΔE+P.ΔV

=(E -E )+P(V -V )

Người ta đặt H = E + PV và gọi H là enthalpy (5.5)

5.3.1 Enthalpy (Nhiệt phản ứng)

Xét một hệ kín trong đó xảy ra phản ứng:

aA + bB → cC + dD Nhiệt phản ứng của phản ứng này là nhiệt lượng trao đổi với môi trường khi a mol chất A tác dụng hoàn toàn với b mol chất B tạo thành c mol chất C và d mol chất

D ở nhiệt độ không đổi

Nếu phản ứng được thực hiện ở cả áp suất không đổi thì nhiệt phản ứng này gọi

là nhiệt phản ứng đẳng áp hay enthalpy của phản ứng và được ký hiệu ∆HP

Nếu phản ứng thực hiện ở thể tích không đổi thì nhiệt phản ứng gọi là nhiệt

phản ứng đẳng tích, ký hiệu ∆UV

∆Hđược dùng nhiều hơn ∆E vì phản ứng thường xảy ra ở áp suất không đổi (ở bình hở)

Vậy enthalpy H là một hàm phức tạp gồm nội năng (E) của hệ cộng với tích thể tích (V) của hệ và áp suất (P) đặt trên hệ

Vì E và PV biểu thị các dạng năng lượng nên H là một hàm năng lượng Tuy nhiên, các hàm E, P, V đều có tính cộng nên độ lớn của các hàm này của hệ không phụ thuộc vào cách tiến hành quá trình mà chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái cuối của hệ Enthalpy cũng là hàm trạng thái

Phản ứng tỏa nhiệt: Phản ứng toả nhiệt là phản ứng nhường nhiệt lượng cho môi trường , vậy ∆ H < 0 Ví dụ, phản ứng tôi vôi là phản ứng toả nhiệt

Ví dụ: CaO + CO2 = CaCO3 + 43kCal (∆H< 0)

Phản ứng thu nhiệt: Phản ứng thu nhiệt là phản ứng nhận nhiệt lượng của môi trường , vậy ∆H> 0 Ví dụ phản ứng nung vôi là phản ứng thu nhiệt

Ví dụ:CaCO3 + 43kCal = CaO + CO2 (∆H> 0)

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

Ví du 1:

CO (k) + ½ O2 (k) → CO2 (k)

Điều kiện chuẩn của phản ứng này ở nhiệt độ 250C là P CO=P O2=P CO2=1atm.

Ví dụ 2: 2Al (tt) + 3 H2SO4 (dd) → 3 H2 (k) + Al2( SO4)3 (dd)

Phương trình ion mới thể hiện bản chất của phản ứng này :

2Al (tt) + 6 H+ → 2Al 3+ + 3 H2 (k)

Nhôm (Al) tinh thể tinh khiết, [H+] = [Al3+] = 1M , PH2 = 1 atm, T=298 0K là điều kiện chuẩn của phản ứng ở 250C Lưu ý rằng nồng độ [H+] = 1M vì chỉ H+ tham gia phản ứng và 1 mol H2SO4 điện ly cho 2 mol ion H+ Tương tự đối với Al 3+ không phải Al2(SO4)3

Enthalpy sinh chuẩn của một chất: Enthalpy sinh chuẩn của một chất là nhiệt lượng tỏa ra hay thu vào khi tạo thành một mol chất đó từ các đơn chất bền ở áp suất 1 atm và nhiệt độ T, sản phẩm cũng ở áp suất 1 atm và nhiệt độ T

Ký hiệu: ∆H0

T,s ( T- nhiệt độ tuyệt đối) Nếu ở 25 0C thì ký hiệu là ∆H0

298,s

∆H0

298,s gọi là enthalpy sinh chuẩn hay enthalpy chuẩn tạo thành của một mol

chất ở 25 0C Ví dụ, ∆H0

298,s (CO2, k) = -393,51 kJ/mol là hiệu ứng nhiệt giữa graphit (C gr) và oxi nguyên chất ở 250C và 1 atm tạo ra 1 mol CO2 (k) nguyên chất cũng ở

250C và 1 atm

C gr ( 1 atm) + O2 ( k, 1 atm) → CO2 (k, 1atm) Graphit và O2 là các đơn chất bền nhất của cacbon và oxi ở 25 0C và 1 atm

Từ định nghĩa suy ra rằng enthalpy sinh chuẩn của đơn chất ở nhiệt độ khảo sát bằng số không: ∆H0

T,s = 0

5.3.2 Hiệu ứng nhiệt của quá trình hóa học

Gọi H1 là enthalpy của trạng thái ban đầu của hệ;

H2 là enthalpy của trạng thái cuối của hệ, ta có công thức :

q =H -H =ΔHp 2 1 (5.6) Như vậy ∆H là hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học trong đó điều kiện áp suất không đổi (điều kiện đẳng áp) (chữ H trong enthalpy là chữ H trong ∆H)

Người ta quy ước hiệu ứng nhiệt của một quá trình thu nhiệt vào mang dấu dương, còn hiệu ứng nhiệt của một quá trình tỏa nhiệt ra mang dấu âm (vì nếu quá trình tỏa

nhiệt thì năng lượng của hệ giảm xuống H2 < H1, nếu quá trình thu nhiệt thì H2 > H1 )

Ví dụ:

hoặc

2H (k) + O (k) = 2H O(l) + 571,6kJ

1

H (k) + O (k) = H O(l) + 285,8kJ

2

5.4 Phương trình nhiệt hóa học

Phương trình hóa học trong đó chỉ lượng nhiệt thoát ra hay thu vào gọi là phương trình nhiệt hóa học Một phương trình nhiệt hóa học gồm :

• Phương trình phản ứng;

• Trạng thái tập hợp của chất phản ứng (rắn, lỏng, khí);

• Nhiệt phản ứng : trị số hiệu ứng nhiệt ghi bên phải của phương trình nhiệt hóa học: -với ∆H < 0 phản ứng tỏa nhiệt;

∆H > 0 phản ứng thu nhiệt

Ghi chú : 3 quy tắc quan trọng khi viết phương trình hóa học:

Qui tắc 1: Đổi chiều phản ứng thì nhiệt phản ứng đổi dấu.

Ví dụ: 2 3(r) 2(k) 2 (k) 3(r)

Na CO + CO + H O 2NaHCO ,ΔH=-85,2kJ 2NaHCO Na CO + CO + H O , ΔH= 85,2kJ

→

→

Qui tắc 2: Nhân hay chia hai vế của phương trình nhiệt phản ứng với một hệ số

nào đó thì nhiệt phản ứng cũng được nhân hay chia tương ứng

Vídụ:

1

SO + O SO ,ΔH= -99,1kJ

2 2SO +O 2SO ,ΔH= -198,2kJ

→

→

Quy tắc 3: Đổi trạng thái tập hợp chất phản ứng thì nhiệt phản ứng thay đổi.

Ví dụ:

1

2 1

2

→

→ (vì H O 2 (l) →H O , ΔH = 44kJ2 (k) )

Ngoài ra nên cho biết áp suất và nhiệt độ tại đó xác định giá trị enthalpy Thông

số áp suất 1 atm được ký hiệu bằng chỉ số trên “ 0 “, nhiệt độ 25 0C được ký hiệu bằng chỉ số dưới 298 0K của ∆H

1

H + O H O , ΔH = -68,317kJ

5.5 Mối quan hệ giữa enthalpy và nội năng

Đối với những quá trình chỉ có chất rắn và lỏng tham gia thì đại lượng ∆V có giá trị không đáng kể Do đó, khi những quá trình này được thực hiện ở áp suất thấp

Công thức (5.7) cho thấy nhiệt truyền cho chất rắn và lỏng chủ yếu chuyển thành nội năng mà không sinh công, tức là chủ yếu làm tăng nhiệt độ của hệ

Đối với những quá trình chất phản ứng hay sản phẩm tạo thành ở thể khí thì

∆(PV) không còn nhỏ nữa, ∆H và ∆E có thể khác xa nhau Thật vậy, ở nhiệt độ và áp suất không đổi ta có:

∆PV = P∆V = ∆nRT (5.8) Với ∆n: hiệu số phân tử gam của các chất khi tham gia phản ứng Như vậy, công thức (5.4) có thể viết dưới dạng ∆H = ∆E + ∆nRT (5.9)

Từ đây, khi ∆n = 0 thì ∆H = ∆E, nhưng khi ∆n ≠0 thì ∆H ≠ ∆E.

5.5.1 Hiệu ứng nhiệt của một số quá trình đẳng áp

Trong thực tế các quá trình hóa học thường xảy ra trong điều kiện áp suất không đổi vì vậy trong phần này chúng ta học về hiệu ứng nhiệt của một số quá trình đẳng áp

5.5.1.1 Nhiệt tạo thành (còn gọi là sinh nhiệt) là hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành một mol chất từ các đơn chất ứng với trạng thái tự do bền vững nhất

Nhiệt tạo thành của đơn chất ở trạng thái bền vững nhất ở điều kiện chuẩn nhiệt động (25 0C 1atm) (còn gọi là enthalpy tạo thành tiêu chuẩn) được quy ước = 0

Nhiệt tạo thành càng âm càng bền

Nhiệt tạo thành càng dương càng kém bền, nghĩa là sẵn sàng biến đổi

Đơn chất C graphit Ckim cương O2 O3 Pđỏ Ptrắng

0

H kJ mol

Ví dụ 1:

- Dạng bền nhất của oxy là phân tử O2; nhiệt tạo thành 0 ( 2) 0

∆H O

- Nhiệt tạo thành ozon bằng + 143kJ / mol; vì khi tạo thành 1 mol ozon từ oxy, phân tử hấp thụ 143 kJ

Ví dụ 2:

P trắng có nhiệt tạo thành = 0 mặc dù nó không phải là dạng đơn chất bền nhất của P, vì vậy P đỏ có nhiệt tạo thành âm vì nó là dạng đơn chất bền hơn P trắng (

0

298,tt

Ví dụ 3:

Nhiệt tạo thành tiêu chuẩn của asen clorua lỏng bằng –80,2 kCal nghĩa là có 80,2 kCal tỏa ra khi tạo thành 1 mol AsCl3 lỏng từ asen đơn chất (rắn) và phân tử clo

ở điều kiện P = 1 atm, T= 2980 K mô tả bằng phản ứng sau:

3 As(r) + Cl (k) = AsCl (l), ΔH = 80,2kCal

2 5.5.1.2 Nhiệt đốt cháy ( còn gọi là thiêu nhiệt)

Nhiệt đốt cháy là hiệu ứng nhiệt của phản ứng đốt cháy 1 mol chất hữu cơ bằng oxy đơn chất để tạo thành khí CO2 , nước lỏng và một số sản phẩm khác

Ví dụ: nhiệt đốt cháy của ethal ở điều kiện chuẩn = -372,82 kCal nghĩa là có 372,82 kCal toả ra khi đốt cháy hoàn toàn 1 mol C2H6 bằng oxy đơn chất để tạo thành

CO2 (k) và nước lỏng ở P = 1 atm, T =298 oK mô tả bằng phương trình phản ứng :

0

7

C H + O (k) = 2CO (k) + 2H O(l), ΔH ,ch= -372,82Kcal

2 5.5.1.3 Nhiệt chuyển pha

Nhiệt chuyển pha là hiệu ứng nhiệt của quá trình chuyển chất từ pha này sang pha khác Tùy thuộc vào loại chuyển pha, nhiệt chuyển pha có tên gọi khác nhau

Ví dụ:

Nhiệt thăng hoa của iốt là lượng nhiệt cần cung cấp để 1 mol iốt rắn chuyển hoàn toàn thành hơi

0

I (r) = I (k),ΔH =14,92kCal/mol Nhiệt bay hơi của nước là lượng nhiệt cần cung cấp để 1 mol H2O lỏng chuyển hoàn toàn thành hơi

0

H O(h) = H O(l),ΔH = -10,52 kCal/mol Nhiệt ngưng tụ của nước là quá trình nghịch đảo của quá trình bay hơi

5.5.1.4 Nhiệt hòa tan

Nhiệt hòa tan là lượng nhiệt tỏa ra hay thu vào khi hòa tan 1 mol chất vào một lượng nhất định dung môi

Nhiệt hòa tan chịu ảnh hưởng rất lớn vào lượng và bản chất dung môi hòa tan

Ví dụ: Quá trình hòa tan

) ( )

( )

( )

( )

4 2

4 2

2 4

sẽ có giá trị nhiệt hòa tan khác nhau khi tỷ số mol H2O/H2SO4 khác nhau

0

H ht kCal mol

Ghi chú: Dựa theo đặc điểm quan trọng nhất của những chuyển biến hóa học là

có sự thay đổi cấu trúc electron của các chất thì những quá trình chuyển pha và nhiệt hòa tan cũng được xem là hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học

5.6.1 Định luật Hess

Hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học đẳng áp hoặc (và) đẳng tích của hệ cô lập chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và cuối của các chất, chứ không phụ thuộc vào các giai đoạn trung gian của quá trình

Định luật Hess là định luật cơ bản của nhiệt hóa học do nhà khoa học

G.H.Hess (1802 ÷ 1850) tìm ra đầu tiên vào năm 1840 với nội dung như sau: “Hiệu

ứng nhiệt của 1 phản ứng chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái cuối của các chất tham gia và các sản phẩm mà không phụ thuộc vào cách biến đổi.”

Hình 5.4 Sơ đồ năng lượng của quá trình tỏa nhiệt

Theo định luật Hess: ΔH = ΔH + ΔH + ΔH = ΔH + ΔH 1 2 3 4 5

Có thể minh họa định luật Hess trong ví dụ sau: oxy hóa than chì (grafit) bằng

oxy tạo thành khí cacbonic có thể tiến hành theo hai cách

Cách 1: Đốt cháy trực tiếp C (gr) thành CO2 (k)

C(gr) + O2 (k) = CO2(k), Q

Cách 2: Tiến hành qua hai giai đoạn

C(gr) + 1

2O2 = CO(k), Q1

CO(k) + 1

2O2 (k) = CO2(k), Q2

Có thể biểu diễn sơ đồ tổng quát:

Nếu các quá trình trên thỏa mãn điều kiện:

Tđầu = Tcuối (đẳng nhiệt)

Pđầu = Pcuối (đẳng áp) Thì ΔH = ΔH + ΔH 1 2

5.6.2 Các hệ quả của định luật Hess

Hệ quả 1: Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng đẳng áp hoặc đẳng tích bằng tổng

nhiệt tạo thành của các sản phẩm trừ đi tổng nhiệt tạo thành của các chất (có kể các hệ

số của phương trình phản ứng)

ΔH =ΣΔH -ΣΔH

=[c(ΔH )+d(ΔH )+ ]-[a(ΔH )+b(ΔH )+ ] (5.11)

Ví dụ: Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng : Al2O3(r) + 3SO3(k) =Al2(SO4)3(r)

biết sinh nhiệt mol chuẩn:

Áp dụng công thức (5.10) ta được :

0 298,pu

ΔH = -821,0 - -400,4+3.(-94,43) = -137,31kCal/mol

Hệ quả 2: Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng nhiệt đốt cháy của các chất

đầu trừ đi tổng nhiệt đốt cháy của các chất sản phẩm (có kể cả hệ số của phương trình phản ứng)

Với phản ứng (5.10) ta có :

=[a(ΔH )+b(ΔH )+ ]-[c(ΔH )+b(ΔH ) + ] (5.12)

Ví dụ: Tính nhiệt cháy của CO

Trong thực tế không thể đo được hiệu ứng nhiệt của phản ứng sau:

2

1

C(gr) + O (k) = CO(k)

2 vì khi đốt cháy C (gr) ngoài việc sinh ra CO (k) còn tạo thành

CO2 (k), nhưng hiệu ứng nhiệt của hai phản ứng sau thì có thể đo được:

0 (gr) 2(k) 2(k) 298 cháy

0 (k) 2(k) 2(k) 298 cháy

C + O = CO , ΔH , = -393,5kJ 1

CO + O = CO , ΔH , = -283kJ 2

Để xác định hiệu ứng nhiệt của phản ứng ban đầu ta có thể lập sơ đồ (để ứng dụng định luật Hess)

∆H

∆H1 ∆H2

CO(k)

Theo định luật Hess : ∆H1 = ∆H + ∆H2

Vậy: ∆H = ∆H1 - ∆H2 = -393,5 kJ – (-283kJ) = -110kJ

Hoặc C(gr) + 1/2O2(k) = CO (k), 0

298

ΔH ,ch = -110,5kJ

Hệ quả 3: Hiệu ứng nhiệt của phản ứng thuận bằng hiệu ứng nhiệt của phản ứng

nghịch với dấu ngược lại

∆Hpư thuận = - ∆Hpư nghịch

Ví dụ: 1

2O2 (k) + H2 (k) = H2O (k); ∆Hpư = 57,8kCal

H2O (k) = 1

2O2 (k) + H2 (k); ∆Hpư = -57,8kCal

2 3

3

0 298,tt,Al O (r) 0

298,tt,SO (k) 0

298,tt,Al (SO ) (r)

ΔH = -400,40 kCal/mol

ΔH = -94,43 kCal/mol