TÀI LIỆU HÓA: CHƯƠNG 3. NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC

Chia sẻ: Teo Ti | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:11

Thêm vào BST

Báo xấu

451
lượt xem 92
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Khái niệm về nhiệt động học , nhiệt động hóa học , nhiệt hóa học và nhiệt phản ứng: Vật chất không ngừng chuyển động , mọi quá trình chuyển động đều đi kèm theo sự biến đổi năng lượng. Để nghiên cứu quá trình chuyển động của vật chất cần nghiên cứu các qui luật biến đổi giữa các dạng năng lượng với nhau.

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: TÀI LIỆU HÓA: CHƯƠNG 3. NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC

CHƯƠNG 3: NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC 1. Các định nghĩa về hệ, trạng thái nhiệt động, quá trình 2. Nguyên lý thứ nhất của nhiệt động học  Nội năng U = q + w (kJ)  Hiệu ứng nhiệt của phản ứng: q (kJ) (q>0 thu nhiệt, q 0 quá trình tự xảy ra. 4. Thế nhiệt động và tiêu chuẩn tự diễn biến và giới hạn của quá trình  Thế đẳng áp: G = H – TS G0pứ = G0tt (sản phẩm) - G0tt (chất đầu) (kJ) (kJ/mol) (kJ/mol) 0 Đơn chất bền có G tt = 0  Tiêu chuẩn tự diễn biến và giới hạn của quá trình:  G < 0 phản ứng xảy ra tự phát tại nhiệt độ khảo sát hoặc xảy ra theo chiều thuận (đối với phản ứng thuận nghịch).  G > 0 phản ứng không xảy ra tại nhiệt độ khảo sát hoặc xảy ra theo chiều ngược lại (đối với phản ứng thuận nghịch).  G = 0 phản ứng đạt cân bằng. 1
 Ảnh hưởng của T đến G khi biết dấu H và S:  H và S ngược dấu: dấu của G không phụ thuộc nhiệt độ T.  H < 0 và S > 0 : phản ứng tự phát xảy ra mọi nhiệt độ.  H > 0 và S < 0 : phản ứng không xảy ra mọi nhiệt độ.  H và S cùng dấu: dấu của G phụ thuộc nhiệt độ T.  H và S > 0 : phản ứng tự phát xảy ra ở nhiệt độ cao  H và S
CHƯƠNG 4: ĐỘNG HÓA HỌC 1.Các khái niệm  Vận tốc tức thời: dC v  lim v   t 0 dt dấu + : sản phẩm, dấu - : tác chất p q  Phương trình động học: v = k[A] [B] p, q được xác định từ thực nghiệm  Bậc phản ứng: p+q. Bậc p theo [A], bậc q theo [B].  Phản ứng đơn giản: một giai đoạn, p=a, q=b.  Phản ứng phức tạp: nhiều giai đoạn, pa, qb, giai đoạn chậm nhất quyết định tốc độ phản ứng, phương trình động học của phản ứng chính là phương trình động học của giai đoạn chậm nhất. 2. Ảnh hưởng của nồng độ Khi nồng độ các chất phản ứng tăng lên thì tổng số tiểu phân phản ứng tăng lên, do đó số va chạm giữa các tiểu phân cũng như số tiểu phân hoạt động tăng lên, làm tăng vận tốc phản ứng. Nguyên tắc tính toán thời gian phản ứng hoặc hiệu suất phản ứng sau một khoảng thời gian xác định dựa vào công thức vận tốc tức thời và phương trình động học trên. dC v  k[ A] p [ B ]q dt C dC t C0  [ A] p [ B]q  0 kdt Thời gian bán hủy hay thời gian nửa phản ứng (t½) là thời gian phản ứng hết ½ lượng tác chất ban đầu hay hết 50%, có nghĩa là [A] = [A]0/2  Phản ứng bậc 0 [A] - [A]0 = -akt,  Phản ứng bậc 1 ln[A] - ln[A]0 = -akt  Phản ứng bậc 2 1 1   akt [ A] [ A]0 3. Ảnh hưởng của nhiệt độ Khi nhiệt độ tăng, chuyển động nhiệt của các tiểu phân tăng, số va chạm giữa chúng tăng lên. Tuy nhiên, khi nhiệt độ tăng, số va chạm tăng không đáng kể, nhưng số tiểu phân hoạt động tăng rất nhanh, nên vận tốc phản ứng tăng rất nhanh.  Quy tắc Van’t Hoff: t2 t1 v2  10 v1  Phương trình Arrhenius kT2 Ea  1 1  ln     kT1 R  T1 T2  Giả sử Ea ít biến đổi. Chọn giá trị R phù hợp theo Ea: R = 8,314 (J.mol-1.K-1) hoặc R = 1,987 (cal.mol-1.K-1) 4. Ảnh hưởng của xúc tác 3
CHƯƠNG 5: CÂN BẰNG HÓA HỌC 1.Các khái niệm 2.Hằng số cân bằng PCc .PDd [C ]c [ D]d c d xC xD KP  a b KC  Kx  a b PA .PB [ A]a [ B]b x A xB KP = KC(RT)n (khí) = KxPn (khí) Lưu ý: R = 0,082 (l.atm.mol-1.K-1) Các giá trị tại thời điểm cân bằng K phụ thuộc nhiệt độ Lưu ý: - Giá trị hằng số cân bằng của một phản ứng phụ thuộc vào cách viết phản ứng đó (về chiều và về cách cân bằng phương trình phản ứng). - Đối với phản ứng trong hệ dị thể (chất rắn và chất khí), hằng số cân bằng KP, KC chỉ phụ thuộc các chất ở pha khí.  Mối liên hệ KP và G: G  G 0  RT ln Q Phản ứng trong pha khí: G 0 ln K P   RT Chọn giá trị R phù hợp theo G0: R = 8,314 (J.mol-1.K-1) hoặc R = 1,987 (cal.mol-1.K-1) 3. Dự đoán chiều diễn tiến của phản ứng thuận nghịch: Tính toán chỉ số phản ứng Q (lưu ý: công thức tính Q giống như tính K nhưng các giá trị nồng độ hoặc áp suất ở thời điểm khảo sát, khác thời điểm cân bằng).  Khi Q < Kcb  G < 0 phản ứng thuận chiếm ưu thế cho đến khi hệ đạt cân bằng.  Khi Q > Kcb  G > 0 phản ứng nghịch chiếm ưu thế cho đến khi hệ đạt cân bằng.  Khi Q = Kcb  G = 0 hệ đạt trạng thái cân bằng. 4. Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Le Chatelier “Với một hệ đang ở trạng thái cân bằng, nếu ta thay đổi bất kỳ một yếu tố xác định điều kiện cân bằng (áp suất, nồng độ, nhiệt độ) thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều chống lại sự thay đổi đó”.  Nồng độ: Khi thêm một chất cân bằng chuyển dịch theo chiều tiêu thụ bớt chất thêm đó.  Áp suất: chỉ ảnh hưởng đến những phản ứng có sự thay đổi số mol khí Khi tăng áp suất cân bằng chuyển dịch theo chiều giảm số mol khí, và ngược lại.  Nhiệt độ: Khi tăng nhiệt độ cân bằng chuyển dịch theo chiều thu nhiệt (H>0), và ngược lại. 4
CHƯƠNG 6: DUNG DỊCH 1.Các khái niệm 2. Nồng độ dung dịch A n m n' m a 1000 ni C%  100% CM   CN   Cm  x xi  AB V M V V ĐxV M b  ni Lưu ý: nồng độ đương lượng gam CN = aCM , Đ = M/a , CN,A.VA = CN,B.VB 3. Độ tan Độ tan của một chất trong dung môi phụ thuộc các yếu tố:  Bản chất dung môi và chất tan: “chất tương tự tan trong dung môi tương tự”  Nhiệt độ:  Độ tan của chất rắn tăng khi nhiệt độ tăng  Độ tan của chất khí giảm khi nhiệt độ tăng  Áp suất: chỉ ảnh hưởng đến chất khí  Độ tan của chất khí tăng khi áp suất tăng 4. Tính chất của dung dịch loãng với chất tan không điện ly, không bay hơi  Độ giảm tương đối áp suất hơi bão hòa của dung môi trong dung dịch P0  P P   x2 (x2: phân số mol của chất tan) P0 P0  Độ tăng nhiệt độ sôi của dung môi trong dung dịch so với dung môi nguyên chất. ts= Ks x Cm  Độ giảm nhiệt độ đông đặc của dung môi trong dung dịch so với dung môi nguyên chất. tđ= Kđ x Cm  Áp suất thẩm thấu =CRT Chọn giá trị R phù hợp: R = 0,082 (lit.atm.mol-1.K-1)  (atm) C (mol/lit) 5
CHƯƠNG 7: DUNG DỊCH ĐIỆN LY 1.Dung dịch điện ly P '  ix2 ’ i CRT P0 t’s = i x Ks x Cm t’đ = i x Kđ x Cm  Hệ số hiệu chỉnh i >1.  Mối liên hệ giữa i và : i 1  v 1  Hệ số i càng lớn  P’ càng thấp, Ts’ càng cao, Tđ’ càng thấp.  Khả năng điện ly của các chất:  Hợp chất ion > hc CHT phân cực mạnh > hc CHT phân cực yếu > hc CHT không phân cực  Chất điện ly mạnh: acid mạnh, base mạnh, muối tan.  Chất điện ly yếu: acid hữu cơ, base hữu cơ, acid vô cơ yếu, một số muối. 2. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu AB Ion hóa A+ + B- Phân tử hóa Ban đầu C0 Phân ly C0C0C0  Cân bằng C0-C0 C0 C0  [ A ][ B  ] 2 K K K  C0  [ AB] 1 C (
 Dung dịch base mạnh:  CM lớn: B(OH)n  Bn+ + nOH- Ban đầu CB Điện ly CB CB nCB Còn lại 0 CB nCB - [OH ] = nCB  CM nhỏ (dung dịch loãng): tính thêm [OH- ] do sự điện ly của nước đóng góp H2O  OH- + H+ K H2O [OH  ]    nCB  [ H  ] [H ]  Dung dịch acid yếu: (nếu acid yếu nhiều nấc thì chỉ tính như acid yếu phân ly một nấc đầu tiên) HA  A- + H+ Ban đầu CA Điện ly x x x Cân bằng CA - x x x 2 [ H  ][ A ] H   Do đó : K a     [ HA] CA   H     Dung dịch base yếu: + BOH  B + OH- Ban đầu CB Điện ly x x x Cân bằng CB - x x x 2 [ B  ][OH  ] OH   Do đó : K b     [ BOH ] CB  OH     Lưu ý :  Với base hữu cơ hoặc NH3 công thức không thể hiện dạng BOH thì viết phương trình điện ly bằng cách cộng thêm H2O để phân ly ra OH-. Ví dụ: aniline C6H5NH2 + H2O  C6H5NH3+ + OH-  Với các hydroxyt lưỡng tính như Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3,… sự điện ly của chúng trong nước có thể xảy ra theo kiểu acid hoặc base tùy thuộc môi trường dung dịch. Ví dụ: 2+ - Trong môi trường acid Zn(OH)2  Zn + 2OH - Trong môi trường base Zn(OH)2  2H+ + ZnO22 Ví dụ: - Trong môi trường acid Al(OH)3  Al3+ + 3OH - Trong môi trường base Al(OH)3  H+ + AlO2 + H2O 7
5. Sự điện ly của chất điện ly ít tan  Tích số tan AmBn (r)  mAn+ + nBm– S mS nS n m m n TAm Bn  [A ]  [B ] TAm Bn  m m  n n  Smm Bn A n S: độ tan (mol/lit) là nồng độ dung dịch bão hòa  Khả năng tạo kết tủa:  Nếu Q > T  tạo kết tủa (dung dịch quá bão hòa).  Nếu Q < T  kết tủa tan (dung dịch chưa bão hòa).  Nếu Q = T  dung dịch bắt đầu kết tủa hoặc kết tủa bắt đầu tan.  Ảnh hưởng của các ion đến độ hòa tan: - Khi thêm chất có ion lạ làm tăng độ tan S của chất điện ly ít tan. - Khi thêm ion cùng loại làm giảm độ tan S của chất điện ly ít tan. Lưu ý: khi trộn 2 dung dịch thì phải tính toán lại thể tích dung dịch tổng cộng. 8
CHƯƠNG 8: CÁC QUÁ TRÌNH ĐIỆN HÓA 1. Các khái niệm 2. Phương trình Nernst KH2 (dd) + OXH1 (dd)  OXH2 (dd) + KH1 (dd) 0, 0592 [OXH 2][ KH 1] E  E0  lg n [OXH 1][ KH 2] OXH1 (dd) + ne  KH1 (dd) 0 0,0592 [ KH 1] OXH 1/ KH 1  OXH 1/ KH 1  lg n [OXH 1] 3. Xác định chiều phản ứng và ký hiệu pin  So sánh thế điện cực khử  o298(OXH1/KH1) > o298(OXH2/KH2)  quy tắc   xác định chiều phản ứng KH2 + OXH1  OXH2 + KH1 - Thế điện cực khử tiêu chuẩn nào lớn hơn là Catot (+), tại đây xảy ra bán phản ứng khử. - Thế điện cực khử tiêu chuẩn nào nhỏ hơn là Anot (-), tại đây xảy ra bán phản ứng oxy hóa.  Viết ký hiệu pin: ANOT CATOT (-) KH2  OHX2 ॥ OXH1  KH1 (+) KH2 - ne  OXH2 OXH1 + ne  KH1 Lưu ý: - Nếu KH2 hoặc KH1 không phải là kim loại thì cần thêm vật dẫn điện (ví dụ Pt). - Ở mỗi điện cực: các chất cùng pha cách nhau bởi dấu phẩy; các chất khác pha cách nhau bởi dấu một gạch đứng.  Suất điện động tiêu chuẩn E0 =  o298(CATOT) - o298(ANOT) = o298(OXH1/KH1) - o298(OXH2/KH2)  Hằng số cân bằng KC ở 25 oC: nE 0 lg K  0, 0592 9
Bài tập bổ sung: 1. Tính nhiệt tạo thành mol tiêu chuẩn của C2H5OH (l) biết nhiệt đốt cháy mol tiêu chuẩn của C2H5OH (l) là H01, nhiệt tạo thành mol tiêu chuẩn của CO2 (k) là H02 và nhiệt tạo thành mol tiêu chuẩn của H2O (l) là H03. 2. Tính nhiệt tạo thành mol tiêu chuẩn của Ca(OH)2 (r) biết nhiệt tạo thành mol tiêu chuẩn của CaO (r) là H01, nhiệt tạo thành mol tiêu chuẩn của H2O (l) là H02 và nhiệt của phản ứng : CaO (r) + H2O (l)  Ca(OH)2 (r) là H03. 3. Cho phản ứng mA + nB  pC + qD Cho biết nhiệt tạo thành mol tiêu chuẩn của A, B, C, D lần lượt là a, b, c, d (kcal/mol). Entropy mol tiêu chuẩn của A, B, C, D lần lượt là a’, b’, c’, d’ (cal/mol.K). Tính H, S, U, q, w, G, KP, KC ở 25oC, 1 atm và các chất A, B, C, D đều ở trạng thái khí. 4. Cho một phản ứng biết H, S của phản ứng lần lượt là x (kcal) và y (cal/K). Tìm nhiệt độ mà tại đó phản ứng đạt cân bằng theo x và y, giả sử H và S không phụ thuộc nhiệt độ. 5. Cho phản ứng 2NO2 (k)  N2O4 (k) Dự đoán dấu H và S của phản ứng trên. Giả sử H và S không phụ thuộc nhiệt độ, hãy biện luận chiều phản ứng ở nhiệt độ cao hơn và thấp hơn T0 với T0 là nhiệt độ tại đó phản ứng trên đạt cân bằng. 6. Cho sơ đồ sau: H1 B H2 C A H3 H7 H6 H4 E H5 D F Lập các biểu thức để từ đó có thể có đối với các đại lượng đã cho. 7. Ở nhiệt độ như thế nào thì dấu của H hay S quyết định chiều phản ứng (quyết định dấu G). 8. Ở nhiệt độ T1 phản ứng có năng lượng tự do G1. Ở nhiệt độ T2 phản ứng có năng lượng tự do G2. Lập biểu thức tính H, S của phản ứng biết rằng chúng không phụ thuộc nhiệt độ. 9. Cho phản ứng: H2 (k) + I2 (k)  2HI (k) a) Biết hằng số cân bằng K=49 ở 450 oC, hãy tính nồng độ các chất lúc cân bằng biết nồng độ ban đầu của H2 và I2 đều bằng 3M. b) Ở một nhiệt độ nào đó K=64, hãy tính hiệu suất phản ứng trên ở nhiệt độ đó biết rằng nồng độ ban đầu của tác chất bằng nhau. 10. Cho phản ứng: FeO (r) + CO (k)  Fe (r) + CO2 (k) Biết hằng số cân bằng tại nhiệt độ phản ứng bằng 0,5. Hãy tính nồng độ các chất lúc cân bằng tại nhiệt độ đó biết nồng độ ban đầu của CO (k) và CO2 (k) lần lượt là 0,05 M và 0,01M. 11. Tìm điều kiện nhiệt độ, áp suất để các cân bằng sau chuyển dịch theo chiều thuận: a) CaCO3 (r)  CaO (r) + CO2 (k) Ha > 0 10
b) N2 (k) + 3H2 (k)  2NH3 (k) Hb < 0 c) O2 (k)  2O (k) 12. Cho hai dung dịch chứa lượng nước như nhau. Dung dịch 1 chứa 0,2 mol CaCl2, dung dịch 2 chứa 0,5 mol saccarose. Cả hai dung dịch này sôi cùng một nhiệt độ ở một áp suất xác định. Tính độ điện ly biểu kiến của CaCl2 trong nước. 13. Tính pH của các dung dịch sau: a) Dung dịch KOH 10 -4M. b) Dung dịch H2SO410-4M. c) Dung dịch CH3COOH 0,1M có độ điện ly =1%. d) Dung dịch NH4OH 0,1M, pKb=4,8. e) 1 lit dung dịch H2SO410-4M cho vào 4 lit dung dịch KOH 10 -4M. f) 1 lit dung dịch H2SO410-4M cho vào 1 lit dung dịch CH3 COOH 0,1M có độ điện ly =1%. Các giá trị đo ở 25oC. 14. Ở nồng độ C1 dung dịch CH3COOH có độ điện ly 1. Ở nồng độ C2 độ điện ly đạt giá trị 2. Lập biểu thức tính C2 theo các giá trị đã cho. 15. Lập biểu thức liên hệ giữa phân mol với nồng độ molan, nồng độ mol/lit, nồng độ phần trăm. 16. Cho dung dịch chứa a gam chất điện ly A trong m gam nước. Biết dung dịch này sôi ở nhiệt độ ts, hằng số nghiệm sôi của nước là Ks, bậc phân ly của A là q. Tính độ điện ly biểu kiến của A trong nước theo các giá trị đã cho biết thí nghiệm này được thực hiện ở áp suất 1atm. 17. Cho 1 lit dung dịch CaCl2 2.10-2M vào 1 lit dung dịch Na2SO4 2.10-2M. Hỏi có kết tủa CaSO4 hay không, biết TCaSO4=6.10 -5. 18. Cho hai dung dịch với dung môi là nước, hằng số nghiệm sôi của nước là Ks Dung dịch 1: dung dịch đường glucose (C6H12O6) Dung dịch 2: dung dịch đường saccarose (C12H22O11) Gọi t1, m1, t2, m2 lần lượt là nhiệt độ sôi và nồng độ molan của hai dung dịch trên ở cùng một áp suất. a) Lập biểu thức liên hệ giữa t1 và t2 dựa vào các đại lượng đã cho. b) Tính sự chênh lệch nhiệt độ sôi của hai dung dịch trên nếu hai dung dịch đều có cùng nồng độ 10%, biết Ks=0,52. 19. Tích số tan của Zn(OH)2 ở 25oC được ký hiệu là T. Hãy thiết lập biểu thức tính pH của dung dịch bão hòa Zn(OH)2 ở nhiệt độ đó và biểu thức tính G0 của phản ứng hòa tan Zn(OH)2 trong dung dịch bão hòa ở nhiệt độ đã cho theo T. 20. Hòa tan glucose (C6H12O6) vào nước thu được dung dịch loãng A có nồng độ a%. Biết áp suất hơi bão hòa của nước ở nhiệt độ đang xét là p0, hằng số nghiệm sôi của nước là Ks. Hãy thiết lập biểu thức tính áp suất hơi bão hòa p của dung dịch A, nhiệt độ sôi t của dung dịch A ở áp suất 1atm theo các đại lượng đã cho. 11