1
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 tỏa nhiệt)
 Hiệu ứng nhiệt đẳng tích : q
V
= U
 Hiệu ứng nhiệt đẳng áp: q
p
= H = U + PV
 Mối liên hệ: H = U + RTn
khí

 Nhiệt tạo thành: H
tt
(kJ/mol), nhiệt tạo thành 1mol hợp chất từ các đơn chất bền. Đơn
chất bền có H
0
tt
= 0.
 Nhiệt đốt cháy: H
đc
(kJ/mol), nhiệt đốt cháy 1mol hợp chất bằng khí oxy để tạo thành
CO
2
(k), H
2
O (lỏng), N
2

(chất đầu)

-

H
0
đc
(sản phẩm)
 H
T
2
= H
T1
+ C
P
(T
2
-T
1
) (Trong điều kiện đẳng áp)
 Công : w (w<0 hệ sinh công, w>0 hệ nhận công)
 Công trong quá trình đẳng tích: w=0
 Công trong quá trình đẳng áp: w = -PV = -RTn
khí

Lưu ý: R = 8,314 (J.mol
-1
.K
-1
) hoặc R = 1,987 (cal.mol

G
0
pứ
= G
0
tt
(sản phẩm)

-

G
0
tt
(chất đầu)
(kJ) (kJ/mol) (kJ/mol)
Đơn chất bền có G
0
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.
2
 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.

dt
 
  
dấu + : sản phẩm, dấu - : tác chất
 Phương trình động học: v = k[A]
p
[B]
q
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.
0
0
[ ] [ ]
[ ] [ ]
p q
C t
p q
C
dC
v k A B
dt

 Quy tắc Van’t Hoff:
2 1
2
10
1
t t
v
v




 Phương trình Arrhenius
2
1
1 2
1 1
ln
T
a
T
k
E
k R T T
 
 
 
 

Giả sử E



[ ] [ ]
[ ] [ ]
c d
C
a b
C D
K
A B


c d
C D
x
a b
A B
x x
K
x x


K
P
= K
C
(RT)
n (khí)
= K
x

ln
P
G
K
RT

 

Chọn giá trị R phù hợp theo G
0
: 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 < K
cb
 G < 0 phản ứng thuận chiếm ưu thế cho đến khi hệ đạt cân bằng.
 Khi Q > K
cb
 G > 0 phản ứng nghịch chiếm ưu thế cho đến khi hệ đạt cân bằng.
 Khi Q = K

'
N
n m
C
V
ĐxV
 

1000
m
a
C x
M b


i
i
i
n
x
n

Lưu ý: nồng độ đương lượng gam C
N
= aC
M
, Đ = M/a , C

2
: phân số mol của chất tan)
 Độ tăng nhiệt độ sôi của dung môi trong dung dịch so với dung môi nguyên chất.
t
s
= K
s
x C
m
 Độ giảm nhiệt độ đông đặc của dung môi trong dung dịch so với dung môi nguyên chất.
t
đ
= K
đ
x C
m
 Áp suất thẩm thấu
=CRT
Chọn giá trị R phù hợp: R = 0,082 (lit.atm.mol
-1
.K
-1
)
 (atm)
C (mol/lit)

6
CHƯƠNG 7: DUNG DỊCH ĐIỆN LY
1.Dung dịch điện ly
2


 Hệ số i càng lớn  P’ càng thấp, T
s
’ càng cao, T
đ
’ 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 A
+
+ B
-
Ban đầu C
0

Phân ly C
0
C
0
C
0

Cân bằng C
0
-C
0
 C

-
] pK = -lgK
 Tích số ion của nước ở 25
o
C:
KH
2
O = [H
+
][OH
-
] = 10
-14

pKH
2
O = pH + pOH = 14
 Một cặp acid base liên hợp:
K
a
x K
b
= KH
2
O = 10
-14

pK
a
+ pK

+
] = nC
A C
M
nhỏ (dung dịch loãng): tính thêm [H
+
] do sự điện ly của nước đóng góp
H
2
O  OH
-
+ H
+
2
[ ]
[ ]
H O
A
K
H nC
H


 
Ion hóa
Phân t
ử

B C
M
nhỏ (dung dịch loãng): tính thêm [OH
-
] do sự điện ly của nước đóng góp
H
2
O  OH
-
+ H
+
2
[ ] [ ]
[ ]
H O
B
K
OH nC 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

 

  Dung dịch base yếu:
BOH  B
+
+ OH
-

Ban đầu C
B

Điện ly x x x

Cân bằng C
B
- x x x

Do đó :
2
[ ][ ]
[ ]
b
B
OH
B OH
K
BOH

H
5
NH
3
+
+ 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:
Trong môi trường acid Zn(OH)
2
 Zn
2+
+ 2OH
-

Trong môi trường base Zn(OH)
2
 2H
+

n
(r)  mA
n+
+ nB
m–

S mS nS
m n
n m m n
A B
T [A ] [B ]
 
 

m n m n
m n m n
A B A B
T m n S

  

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.
3. Xác định chiều phản ứng và ký hiệu pin
 So sánh thế điện cực khử 
o
298
(OXH1/KH1) > 
o
298
(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 + n e  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 E
0
= 
o
298
(CATOT) - 
o
298

5
OH (l) là H
0
1
, nhiệt tạo thành mol tiêu chuẩn của CO
2
(k) là H
0
2
và nhiệt tạo thành
mol tiêu chuẩn của H
2
O (l) là H
0
3
.
2. Tính nhiệt tạo thành mol tiêu chuẩn của Ca(OH)
2
(r) biết nhiệt tạo thành mol tiêu chuẩn của
CaO (r) là H
0
1
, nhiệt tạo thành mol tiêu chuẩn của H
2
O (l) là H
0
2
và nhiệt của phản ứng :
CaO (r) + H
2

0
với T
0
là nhiệt độ tại đó phản ứng trên đạt cân bằng.
6. Cho sơ đồ sau:
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 T
1
phản ứng có năng lượng tự do G
1
. Ở nhiệt độ T
2
phản ứng có năng lượng tự
do G
2
. Lập biểu thức tính H, S của phản ứng biết rằng chúng không phụ thuộc nhiệt độ.
9. Cho phản ứng:
H
2
(k) + I
2
(k)  2HI (k)
a) Biết hằng số cân bằng K=49 ở 450
o
C, hãy tính nồng độ các chất lúc cân bằng biết nồng

E

D


H
1


H
2


H
3


H
4


H
7


H
6


H

4
10
-4
M.
c) Dung dịch CH
3
COOH 0,1M có độ điện ly =1%.
d) Dung dịch NH
4
OH 0,1M, pK
b
=4,8.
e) 1 lit dung dịch H
2
SO
4
10
-4
M cho vào 4 lit dung dịch KOH 10
-4
M.
f) 1 lit dung dịch H
2
SO
4
10
-4
M cho vào 1 lit dung dịch CH
3
COOH 0,1M có độ điện ly

-2
M vào 1 lit dung dịch Na
2
SO
4
2.10
-2
M. Hỏi có kết tủa
CaSO
4
hay không, biết TCaSO
4
=6.10
-5
.
18. Cho hai dung dịch với dung môi là nước, hằng số nghiệm sôi của nước là K
s

Dung dịch 1: dung dịch đường glucose (C
6
H
12
O
6
)
Dung dịch 2: dung dịch đường saccarose (C
12
H
22
O

của phản ứng hòa tan Zn(OH)
2

trong dung dịch bão hòa ở nhiệt độ đã cho theo T.
20. Hòa tan glucose (C
6
H
12
O
6
) 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 p
0
, hằng số nghiệm sôi của nước là K
s
. 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.