Bài giảng Hóa lý 1: Chương 1 - Nguyễn Thị Tuyết Mai

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:21

Thêm vào BST

Báo xấu

41
lượt xem 5
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng "Hóa lý 1: Chương 1 - Cơ sở của nhiệt động hóa học" được biên soạn với các nội dung chính sau: Ôn tập các nguyên lý về nhiệt động hóa học bao gồm: nguyên lý tự do Gibbs, định luật Hess, định luật Kirchhoff. Mời thầy cô và các em cùng tham khảo chi tiết bài giảng tại đây!

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa lý 1: Chương 1 - Nguyễn Thị Tuyết Mai

LOGO Hóa lý 1 TS. Nguyễn Thị Tuyết Mai Bộ môn Hóa lý, Viện Kỹ thuật Hóa học Trường Đại học Bách Khoa Hà Nội Email: mai.nguyenthituyet1@hust.edu.vn 1
ĐỀ CƯƠNG ▪ Chương I. Cơ sở của nhiệt động hóa học ▪ Chương II: Cân bằng hóa học Thi GK ▪ Chương III. Lý thuyết cân bằng pha và dung dịch ▪ Chương IV. Cân bằng pha của hệ đa cấu tử ▪ Chương V. Dung dịch các chất điện ly Thi CK ▪ Chương VI. Pin và điện cực 2
TÀI LIỆU HỌC TẬP 1. Đào Văn Lượng, 2002. Nhiệt động hóa học, NXB GD 2. Ngô Quốc Quyền, Trần Thị Thanh Thủy, 2013, Điện Hóa học, NXB Bách Khoa HN 3. Nguyễn Hữu Phú, 2003. Hoá lý và Hoá keo, NXB KH&KT. 4. Peter Atkins, Julio de Paula, James Keeler, 2018. Physical Chemistry. Oxford University Press. 5. Robert G. Mortimer, 2008. Physical Chemistry. Academic Press 3
ĐÁNH GIÁ HỌC PHẦN Điểm thành Phương pháp đánh Mô tả Tỷ trọng phần giá cụ thể Điểm quá trình Đánh giá quá trình 30% Thảo luận trên lớp Thảo luận theo chủ đề 5% Bài tập Chữa bài Kiểm tra giữa kỳ Thi tự luận 25% Điểm cuối kỳ Thi cuối kỳ Thi tự luận + 70% trắc nghiệm 4
Chương 1: CƠ SỞ CỦA NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC Ôn tập nguyên lý 1: ▪ Phát biểu? ▪ Biểu thức: U = Q - A Q? •Q > 0 : pư thu nhiệt •Q < 0 : pư tỏa nhiệt A? •A > 0 : hệ sinh công U ? •A < 0 : hệ nhận công 5
PHYSICAL CHEMISTRY 1 Enthalpy H Revisited thermodynamic • T, V = const, hệ không sinh công : QV = ΔU • T, P = const : QP = ΔH (biến thiên enthalpy) VD: cho pư: aA + bB = dD + eE Xây dựng biểu thức ΔHo của phản ứng ? ΔHo = ∑ ΔHos (sp) − ∑ ΔHos (tg) ΔHo = ∑ ΔHoc (tg) − ∑ ΔHoc (sp) 6
PHYSICAL CHEMISTRY 1 Enthalpy H Revisited thermodynamic ΔHos là nhiệt pư tạo thành 1 mol chất từ các đơn chất bền vững nhiệt động ΔHos của 1 đơn chất bền bững nhiệt động = 0 VD: ΔHos (graphit) =0 ΔHos(O2, k) = 0 ΔHos (kc) 0 ΔHos(O2, l) 0 ΔHoc là nhiệt của pư cháy 1 mol chất với oxi tạo thành oxit hóa trị cao nhất Ex: C(gr) + O2 = CO2 ΔHoc (C, gr) 7
PHYSICAL CHEMISTRY 1 Enthalpy - ĐL Hess Revisited thermodynamic Enthalpy là hàm trạng thái, ko phụ thuộc vào quá trình, chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và cuối. H = H1 + H2 = H3 + H4 + H5 8
PHYSICAL CHEMISTRY 1 Enthalpy - ĐL Hess Revisited thermodynamic Hthuận = - Hnghịch 1. H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g) ΔH° = -572 kJ 2. H2O(g) → H2(g) + 1/2O2(g) ΔH° = ? +572 kJ 9
Bài tập Nhiệt đốt cháy của cacbon vô định hình, của graphit, của kim cương lần lượt bằng – 409,2; -394,6 và -395,3 kJ/mol. Tính nhiệt chuyển hóa thù hình: a. Cacbon vô định hình thành graphit b. Cacbon vô định hình thành kim cương c. Graphit thành kim cương ĐS: - 14,6; - 13,9; 0,9 kJ 10
Bài tập Nhiệt hình thành của H2O (lỏng) và của CO2(khí) bằng -285,8 và -393,5 kJ/mol ở 25 oC và 1 atm. Cũng ở điều kiện này, nhiệt đốt cháy của CH4 bằng -890,3 kJ/mol. Tính nhiệt hình thành của CH4 từ các nguyên tố ở điều kiện đẳng áp. ĐS: -74,8 kJ/mol. 11
PHYSICAL CHEMISTRY 1 ĐL Kirchhoff Revisited thermodynamic 𝑇′ ∆𝐻(𝑇 ′ ) = ∆𝐻(𝑇) + න ∆𝐶𝑃 . 𝑑𝑇 Cp là nhiệt dung riêng đẳng áp 𝑇 Trong khoảng T hẹp: ΔCp = const ΔH(T′) = ΔH(T) + ΔCp × (T′−T) ΔCp = ∑Cp (sp) − ∑Cp (tg) 12
Ôn tập nguyên lý 2 ▪ 13
PHYSICAL CHEMISTRY 1 Ôn tập nguyên lý 2 Revisited thermodynamic Ý nghĩa của NL 2: Trong hệ cô lập, qtr tự xảy ra theo chiều tăng entropy (tăng độ hỗn độn của hệ) S > 0 VD? 14
PHYSICAL CHEMISTRY 1 NL tự do Gibbs: G Revisited thermodynamic G = H−TS (J/mol); (cal/mol) Thế nhiệt động đẳng T, đẳng P: ΔG = ΔH − TΔS Điều kiện để pư tự xảy ra: ΔS > 0 ΔG < 0  Dùng ΔG để xét chiều của pư 15
NL tự do Gibbs: G ▪ΔG = A’max VD: cho pư: aA + bB = dD + eE Xây dựng biểu thức ΔGo của phản ứng ? ΔGo = ∑ ΔGos (sp) − ∑ ΔGos (tg) T =const: ΔG = ΔH − TΔS T  const: PT Gibbs Helhomzt 16
PHYSICAL CHEMISTRY 1 BT Revisited thermodynamic 1. Tính NL Gibbs của pư ở 298 K: 4 HCl(g) +O2 (g) →2 Cl2 (g)+2 H2O(l) từ các số liệu dưới đây: HCl(g) O2 (g) Cl2 (g) H2O(l) Sm0 (J K−1 mol−1) 186.91 205.138 223.07 69.91 fH0(kJ mol−1) −92.31 0 0 −285.83 17
PHYSICAL CHEMISTRY 1 Thế hóa học  Revisited thermodynamic Là đạo hàm riêng của 1 trong các hàm đặc trưng (G, H, U…) theo số mol của cấu tử i khi các thông số tương ứng và số mol của các cấu tử khác không đổi. Khi T, P = const  μi = G/ni  là thế đẳng áp mol riêng phần của cấu tử i Ý nghĩa của : - Là đại lượng mol riêng phần - Đặc trưng cho khả năng sinh công ngoài - Đặc trưng cho tính không bền của cấu tử: cao → thấp 18
PHYSICAL CHEMISTRY 1 Tính chất của  Revisited thermodynamic ▪ Những PT viết cho thế đẳng áp mol đều có thể viết tương tự cho hóa thế: 1 mol khí lý tưởng: μi = μ0i(T) + RTlnPi Pi : as riêng phần của cấu tử i μ0i(T) : Thế hóa học chuẩn của cấu tử i ở nhiệt độ T, P=1atm Hỗn hợp khí lý tưởng: μi = μ*i(T,P) + RTlnxi Thế hóa chuẩn của i nguyên chất: μ*i(T,P) = μ0i(T) + RTlnP 19
Tính chất của  ▪ T,P=const: thế đẳng áp của hệ bằng tổng thế hóa của các cấu tử tạo thành hệ G= Gsp - Gtg  G =   sp -   tg VD: aA + bB → dD + Ee  G = dD + eE – (aA + bB) 20