slide bài giảng hóa đại cương The dang ap compatibility mode

THẾ ĐẲNG ÁP VÀ CHIỀU CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC... ENTROPI • Dựa vào nguyên lý 2, nghiên cứu sự liên hệ giữa lượng nhiệt mà hệ thu vào với công mà hệ thực hiện khi chuyển từ nhiệt độ cao

THẾ ĐẲNG ÁP VÀ CHIỀU CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC

ENTROPI

• Dựa vào nguyên lý 2, nghiên cứu sự liên hệ giữa lượng nhiệt mà hệ thu vào với công mà hệ thực hiện khi chuyển từ nhiệt độ cao đến nhiệt độ thấp, người ta đưa ra khái niệm entropi, S.

• Ý nghĩa vật lý:

– Entropi là thước đo độ hỗn loạn trạng thái của hệ.

– Entropi là thước đo xác suất của trạng thái đã cho của hệ.

– Entropi tiêu chuẩn: S 0

298 , xác định ở 25 0 C,1atm, với khí được xem là lý tưởng, với dung dịch thì nồng độ bằng một đơn vị.

• Entropi cũng như U, H, là hàm trạng thái của hệ Trong quá trình mà hệ thực hiện, lượng nhiệt thoát ra hay thu vào dùng để làm biến thiên entropi

S = S2 – S1 = SC – SĐ Nếu quá trình TN : S = QTN/T

Nếu quá trình bất TN : S > QBTN/T

Tổng quát

S  Q/T

VỚI HỆ CÔ LẬP

• Quá trình TN S = 0

• Quá trình bất TN S > 0

– Nghĩa là entropi tăng.

• Trong hệ cô lập, những quá trình tự xảy ra là những quá trình có kèm theo sự tăng S.

• Đơn vị entropi: cal(J)/mol.K

ĐỊNH LUẬT NERNST (Nguyên lý 3 của nhiệt động học)

• Entropi của tất cả các tinh thể tinh khiết ở 0K đều bằng 0

– Với các chất khác, nguyên lý phát biểu như sau:

• Khi một hệ tiến đến 0K, tất cả các quá trình dừng lại và entropy của hệ đạt đến cực tiểu, tiến đến 0

• Phân tử càng phức tạp, S càng lớn.

– Ví dụ:

S 0 O = 38.47 , S 0 O2 = 49.0, S 0 O3 = 57.08 (cal/mol.K)

• Chất càng rắn S càng nhỏ

– Ví dụ ở 500K :

SBi = 17, SW =11.1, Skimcương=2 (cal/mol.K)

• Nhiệt độ tăng thì S tăng, nhưng p tăng thì S giảm

SỰ THAY ĐỔI ENTROPI VỚI MỘT SỐ QUÁ TRÌNH

Với các phản ứng hóa học

• Với các phản ứng hóa học mà V>0 

S>0 , còn khi S<0  V<0

• Tính sự thay đổi entropi

S = SC – SĐ = Ssản phẩm - Stác chất

(Nhân với hệ số tỉ lượng)

aA + bB = pC + qD

S A S B S C S D

S p.ư = cS C + dS D – (aS A + bS B )

• Ví dụ: Với phản ứng

C (gr) + CO 2 (k) = 2CO (k)

Ở 298K ta có:

S 0 p.ư = 2S 0

CO – (S 0

C + S 0

CO2 )

= 2x47.22 –(1.37 + 51.06)= 42.01 cal/mol.K

Với quá trình chuyển pha, hòa tan

Với quá trình TN đẳng nhiệt: S = Q/T

Ví dụ: Với nước đá, Q nc ở O 0 C là 1436.3 cal/mol.

 S = Q/T = 1436.3/273.16 = 5.2583 cal/molK

THẾ ĐẲNG ÁP VÀ CHIỀU CỦA QUÁ TRÌNH HÓA HỌC

Thế đẳng áp

• Xét quá trình t,p=const, người ta đưa ra một đại lượng phối hợp giữa H và S, gọi là năng lượng tự do Gibbs, hay thế đẳng áp đẳng nhiệt, gọi ngắn gọn là thế đẳng áp

G = H – TS

• G là hàm trạng thái , đơn vị trùng với H (kcal(kJ)/mol)

• Độ thay đổi G (trong điều kiện t, p = const) được xác định:

G = H – TS

Đây là phuơng trình cơ bản của nhiệt động hóa học (bảng G 0 trong SGK).

Tính G

• G = GC – GĐ (tỉ lệ thuận với lượng chất phản ứng)

aA + bB = cC + dD

G 0 A G 0 B G 0 C G 0 D

G 0 p.ư = cG 0

C + dG 0

D – (aG 0

A + bG 0

B )

• Thế đẳng áp tiêu chuẩn của các đơn chất bằng 0

• Ví dụ: Cho phản ứng

N 2 (k) + 3H 2 (k) = 2NH 3 (k)

• Ở khoảng nhiệt độ không lớn lắm

2 2

3

0 0

0 298

0

3



2

0 0

2

3

3

0 298

0

0 298

0





















NH tt

NH

G G

H H

298

0 298

0 0

S T

H



CHIỀU DIỄN BIẾN CỦA PHẢN ỨNG THEO G

• Theo nguyên lý 1 và 2, người ta chứng minh được A’  -G

– A’: Công có ích đẳng nhiệt.

• Quá trình TN: A’max = -G

• Phản ứng tự xảy ra A’> 0  G< 0

• Phản ứng không xảy ra A’< 0  G> 0

• Phản ứng tự xảy ra G<0 (H<0, S>0)

• Phản ứng không tự xảy ra G>0 (H>0,

S<0)

• Ở điều kiện cân bằng G=0

• Khi T càng lớn thì S càng ảnh hưởng đến chiều quá trình

• Khi T nhỏ thì H quyết định chiều quá trình

• Nếu T trung bình phải xét G = H – TS

• Nói thêm: khi biết hằng số cân bằng Kp ta tính (với R = 1,987)

G0 = -RTlnKp

• Thực nghiệm

G< -10 kcal/mol (hay -40 kJ/mol) phản ứng xảy

ra theo 1 chiều thuận.

G> +10 kcal/mol (hay +40 kJ/mol) phản ứng xảy

ra theo 1 chiều nghịch.

-10 kcal/mol <G< +10 kcal/mol : Phản ứng TN, càng gần 0 càng tiến đến cân bằng.