TRƯỜNG ĐHDL LẠC HỒNG
KHOA SINH HỌC VÀ KH MÔI TRƯỜNG
BÀI GIẢNG
MÔN HÓA LÝ Đồng Nai, tháng 08 năm 2005
Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

2PHÂN BỔ THỜI GIAN DẠY ÔN THI TỐT NGHIỆP

STT

TÊN CHƯƠNG
S
Ố
TIẾT

GHI
CHÚ

PHA 14
CHƯƠNG V: DUNG DỊCH VÀ CÂN BẰNG DUNG DỊCH – HƠI 20
CHƯƠNG VI: CÂN BẰNG GIỮA DUNG DỊCH LỎNG VÀ PHA RẮN . 38
HỌC PHẦN HÓA LÝ II 43
CHƯƠNG I: ĐỘNG HỌC XÚC TÁC 43
CHƯƠNG II: ĐIỆN HÓA HỌC 48
CHƯƠNG III: HÓA KEO 61

Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

4

HỌC PHẦN HÓA LÝ I

CHƯƠNG I : NGUYÊN LÝ I CỦA NHIỆT ĐỘNG HỌC I. Một số khái niệm cơ bản:
1. Hệ: là một phần vật chất vĩ mô được giới hạn để nghiên cứu. Ngoài
hệ là môi trường. giới hạn giữa hệ và môi trường là biên
 Hệ mở: là hệ có thể trao đổi chất và năng lượng với môi
trường
 Hệ đóng: là hệ không thể trao đội chất, song có thể trao đổi
năng lượng với môi trường.

Quy ước dấu Công A Nhiệt Q
Hệ sinh > 0 < 0
Hệ nhận < 0 > 0
II. Nguyên lý thứ nhất của nhiệt động học
1. Nguyên lý thứ nhất nhiệt động học và nội năng U
Nội dung: trong một quá trình bất kỳ biến thiên nội năng U của hệ
bằng nhiệt mà hệ nhận trừ đi công mà hệ sinh.
U = Q - A
2. Áp dụng nguyên lý thứ nhất cho một số quá trình.
a. Qúa trình đẳng tích: V= hằng số, dV=0.
Do quá trình là đẳng tích nên công thể tích không thực hiện được.
Do đó: Q
V
= ΔU.
Vậy: nhiệt mà hệ nhận được trong quá trình đẳng tích bằng với biến
thiên nội năng của hệ.
Trong phương trình phản ứng : U = n RT

b. Quá trình đẳng áp: P = hằng số, dP=0.
Công thực hiện trong trường hợp này là:
A
p
= P.(V
2
-V
1
).
Và H = U + PV
Do đó nhiệt của quá trình: Q
p

= nRTlnp
1
/p
2
=nRT.lnv
2
/v
1
.
III. Định luật Hess:
1. Nội dung định luật: Trong quá trình đẳng áp hay đẳng tích, nhiệt
phản ứng chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái cuối mà
không phụ thuộc vào trạng thái trung gian của quá trình.
Q
V
= ΔU và Q
p
= ΔH
Đối với quá trình đẳng nhiệt của khí lý tưởng: ΔH = ΔU + RTΔn.
2. Các hệ quả của định luật Hess
Ấp dụng định luật Hess có thể xác định hiệu ứng nhiệt của các quá
trình thông qua hiệu ứng nhiệt của ác quá trình khác có liên quan hoặc
thông qua nhiệt sinh, nhiệt cháy…của các chất trong quá trình.
 Nhiệt phản ứng nghịch bằng nhưng trái dấu với nhiệt của phản
ứng thuận:
ΔH
nghịch
= - ΔH
thuận.
 Nhiệt phản ứng tổng bằng nhiệt tạo thành (sinh) của các chất

Nhiệt dung đẳng áp: C
p

Nhiệt dung đẳng tích: C
v

C
p
- C
v
= R
2. Định luật Kirchhoff
Trong khoảng nhiệt độ hẹp của quá trình đẳng áp có thể áp dụng công
thức gần đúng sau:
H
T
2
= H
T1
+ C
P
(T
2
– T
1
)
Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

8


S < 0 hay dS = 0 quá trình đạt cân bằng.
3. Biến thiên Entropy của một số quá trình thuận nghịch
Quá trình đẳng áp hoặc đẳng tích: (p=const, V =const)
Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

9
S = C
v
. Ln T
2
/T
1
S = C
p
. LnT
2
/T
1
Quá trình đẳng nhiệt: (T=const)
S = Q
T
/T = nR.LnV
2
/V
1
= nR.LnP
1
/P
2


p,r
Ln (273/263) + 
nc
/273 + C
p,l
Ln(373/273) + 
hh
/373 +
C
P,h
Ln (393/373)
III. Hàm đặc trưng
1. Định nghĩa hàm đặc trưng
Hàm đặc trưng là một hàm trạng thái mà thông qua đó các đạo hàm
các cấp của nó có thể xác định mọi thông số vĩ mô của hệ.
2. Entropy
Mô tả toán học như sau: dS = Q
tn
/T
3. Nội năng U.
4. Enthalpy :H
H = U + PV
5. Thế đẳng nhiệt, đẳng áp G
G = H – TS

6. Thế đẳng nhiệt, đẳng tích F
F = U - TS
IV. Các phương trình nhiệt động cơ bản
1. Kết hợp hai nguyên lý 1 và 2.
Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

1. Phương trình Gibbs-Helmholtz
Ta có: dG = - SdT + VdP v ∆G = ∆H - T∆S. Thay vào thu được
phương trình dạng tích phân như sau:

2 1
2 1 2 1
1 1
.( ).
T T
G G
H
T T T T
 
   
Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

11
Ở đây xét trong một khoảng nhiệt độ tương đối hẹp nên ∆H xem như
là không thay đổi.
Hoàn toàn tương tự như trên, áp dụng cho hàm F ta có kết quả:
2 1
2 1 2 1
1 1
.( ).
T T
F F
U
T T T T
 
   

Khi hệ đạt trạng thái cân bằng ( G = G
min
), thành phần hoá học
phản ứng liên hệ với nhau theo hằng số cân bằng K
cb

2CO + O
2
= 2CO
2 K
P
=
cb
O
2
CO
2
CO
PP
P
2
2






G
T
= d.µ
D
+ C.µ
C
- a.µ
A
- b.µ
B

Mặt khác µ
i
= µ
i
(T) + RTlnP
i

G
T
= G
o
T
+ RTlnK
p
(pt đẳng nhiệt Van’t Hoff)
G
o
T
= d.µ





Khi phản ứng đạt cân bằng : G
T
= 0 tương đương G
o
T
= -RTLn
p
K
P
=
cb
b
B
a
A
c
C
d
D
PP
PP






T
< 0 Phản ứng thuận tự xảy ra
G
T
= 0 Phản ứng đạt cân bằng
Các dạng hằng số cân bằng
K
P
= K
C
(RT)
n
= K
x
P
n
= K
n








n
P
i
Δn

= K
n
= K
x
II. Cân bằng trong hệ đồng thể

Hệ dung dịch lý tưởng

Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

13
µ
i
= µ
i
(T) + RTlnx
i

G
T
= G
T
+ RTln
x

G
T
= - RTlnK
x


o
+ RTlnx
i

Nếu pha lỏng và pha rắn không hòa tan vào nhau tạo thành dung
dịch thì không có HSCB (phần mol của chúng trong mỗi pha bằng 1)
IV. Các yếu tố ảnh hưởng đến HSCB
Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

14

CHƯƠNG IV: LÝ THUYẾT CƠ BẢN CỦA QUÁ TRÌNH CÂN
BẰNG PHA I. Một số khái niệm cơ bản
Trong nghiên cứu về pha cần thống nhất một số khái niệm dùng trong
việc khảo sát cân bằng pha như sau:
1. Pha
2. Số cấu tử
Ký hiệu là k.
Vậy
k r

.
Có thể áp dụng quy tắc sau: k= r – q. Trong đó q là số các phương
trình quan hệ về nồng độ của các cấu tử tại điểm cân bằng.
3. Độ tự do.
Ký hiệu là c.
Hệ có c = 0 gọi là hệ vô biến.

Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

15
Nếu cả T và P là hằng số thì c = k - f, còn nếu T là hằng số hoặc P
là hằng số thì c = k – f + 1.
Qui tắc pha Gibbs là một trong những định luật tổng quát nhất áp
dụng cho mọi cân bằng pha, nó cho phép định tính mối quan hệ của
những thông số nhiệt động trong các quan hệ cân bằng dị thể và từ đó
tìn ra các mối quan hệ định lượng giữa các thông số này.
IV. Giản đồ pha và các qui tắc pha
Giản đồ pha còn gọi là biểu đồ trạng thái là đồ thị mô tả sự phụ
thuộc giữa các thông số trạng thái của hệ nằm trong cân bằng pha. Về
nguyên tắc muốn mô tả đầy đủ hệ thì phải dùng đồ thị có ( c+1) trục toạ
độ. Trong thực tế người ta sẽ cố định một thông số hoặc bỏ qua các
thông số ít ảnh hưởng để có thể sử dụng đồ thị 2 chiều hoặc 3 chiều.
Một giản đồ pha bao gồm các đường, các mặt và các vùng. Các
đường dùng mô tả sự phụ thuộc giữa hai thông số, các mặt trong không
gian ba chiều mô tả sự phụ thuộc của ba thông số nhiệt động và các
vùng trên giản đồ pha mô tả những hệ có số lượng và dạng các pha xác
định nằm cân bằng với nhau.
Giản đồ pha là công cụ đắc lực để nghiên cứu định tính cũng như
định lượng các quá trình chuyển pha, từ đó tính toán các thiết bị trong
dây chuyền cộng nghệ hoá học.
1. Cách biểu diễn các thông số nhiệt động trên giản đồ pha
a. Đối với các thông số nhiệt độ, thể tích hay áp suất
Đối với các thông số này ta dùng phương pháp biểu diễn thông
thường trên trục số. Trong một số trường hợp, khi giá trị của thông số
thay đổi trong một khoảng khá rộng thì có thể biểu diễn chúng dưới dạng
nghịch đảo hay logarit của nó.
b. Biểu diễn thành phần của hệ 2 cấu tử

 Ba cạnh của tam giác biểu diễn ba hệ hai cấu tử tương ứng là AB,
AC và BC.
 Miền trong của tác giác là vùng của hệ 3 cấu tử. Thành phần của
mỗi cấu tử được xác định bằng tỷ lệ của đoạn thẳng vuông góc hạ
từ điểm biểu diễn xuống cạnh tương ứng của tam giác với đường
cao.
Ta cũng có qui luật x
A
+ x
B
+ x
C
= 1 hay y
A
+ y
B
+ y
C
= 100%.
% ,% %
h
h
h
C
A B
A B và C
h h h
   .
Cũng có thể xác định thành phần của hệ bằng cách chiếu điểm hệ
song song với cạnh đối của đingt biểu diễn cấu tử lên cạnh biểu diễn

Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

18

b. Qui tắc đường thẳng liên hợp
Qui tắc được phát biểu như sau: trong điều kiện đẳng nhiệt và đẳng
áp nếu hệ phân chia thành hai hệ con ( hay được sinh ra từ hai hệ con)
thì điểm biểu diễn của ba hệ này phải nằm trên cùng một đường thẳng,
đường thẳng này gọi là đường thẳng liên hợp.

c. Qui tắc đòn bẩy
Nếu có ba điểm hệ liên hợp H
1
, H
2
và H thì lượng tương đối của
chúng được tính theo qui tắc đòn bẩy như sau:

Vậy ta có:
Lượng hệ M.
MH
= Lượng hệ N.
NH

d. Qui tắc khối tâm
Đây là trường hợp mở rộng của qui tắc đòn bẩy, được phát biểu
như sau: nếu một hệ gồm n hệ con thì điểm biểu diễn của nó phải nằm ở
khối tâm vật lý của đa giác có đỉnh là các điểm biểu diễn của n hệ con.
Ví dụ: Hệ H gồm ba hệ con là H
1

Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

19
Hệ H = hệ K + hệ H
3
và
3
1 2
3 3
H H
g g
g
K
g g HK

  .
Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

20

CHƯƠNG V: DUNG DỊCH VÀ CÂN BẰNG DUNG DỊCH – HƠI I. Đại cương về dung dịch
1. Định nghĩa: Dung dịch là một hệ đồng thể (một pha) của hai hay
nhiều chất mà thành phần của chúng có thể thay đổi trong một giới
hạn xác định.
2. Cách biểu diễn thành phần của dung dịch
 Nồng độ phần trăm khối lượng (%) là phần khối lượng của cấu tử
quy ra phần trăm.

n
C
dd
m

 Nồng độ phân mol là tỷ số giữa số mol của cấu tử đang xét và tổng
số mol của dung dịch.



i
i
i
n
n
x
3. Phân loại dung dịch
 Dung dịch lý tưởng: là dung dịch mà các cấu tử của nó có tính chất
lý, hóa học vô cùng giống nhau.
Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

21
 Lực tương tác của các phân tử cùng loại và giữa các phân tử khác
loại là như nhau: f
A-A
= f
A-B
= f
B-B
.

suất và bản chất dung môi.
Khí i (P
i
) = Dung dịch (nồng độ x
i
)
i
i
H
P
x
k 
Định luật Henry chỉ đúng cho cho dung dịch lý tưởng và có thể áp
dụng nó cho các chất tan dễ bay hơi của dung dịch vô cùng loãng.
Trong quá trình luyện kim, có hiện tượng các khí tan vào kim loại
lỏng, trong trường hợp này các khí tan dưới dạng nguyên tử, nên các
khí dạng X
2
ta có thể viết:
X
2
(khí) = 2X (trong dung dịch kim loại lỏng)
Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

22
Hằng số cân bằng có thể được viết:
i
2
i
P

i

Ap dụng phương trình đẳng áp Van’t Hoff cho cân bằng trên:
2
p
p
RT
ΔH
T
lnK












Ap dụng định luật Hess khí xem quá trình hòa tan là:
H
hòa tan
= 
ngtụ
+ H
phlg
+ H









(phương trình Sreder) (6.1)
Nếu quá trình ngưng tụ của các khí là tỏa nhiệt, nên nhiệt ngưng tụ
âm 
i
<0, từ đó 0
dT
i
dlnx
 nghĩa là độ tan của khí giảm khi nhiệt độ tăng.
Trường hợp các khí tan trong kim loại hay hợp kim lỏng dưới dạng
nguyên tử, thì:
H
hòa tan
= 
ng.tụ
+ 
ph.ly
+H
ph.lg

Do quá trình phân ly thu nhiều nhiệt, nên l
i








0
T
1
T
1
R
i
λ
i
lnx
T
0
: nhiệt độ ngưng tụ (nhiệt độ sôi)
III. Sự hòa tan của chất lỏng trong chất lỏng và cân bằng dung dịch –
hơi
1. Hệ dung dịch lý tưởng tan lẫn vô hạn
Xét hệ hai cấu tử (A - B) tan lẫn vô hạn vào nhau và dung dịch A - B
nằm cân bằng với pha hơi của chúng.
Ap dụng quy tắc pha Gibbs: c = k - f + 2 = 2 - 2 + 2 = 0
a. Ap suất hơi - định luật Raoul
Ap suất hơi bảo hòa của mỗi cấu tử bất kỳ tỷ lệ thuận với phần
phân tử của nó trong dung dịch.
l

0
1
P
1
P 

Định luật Henry chỉ áp dụng cho chất tan của dung dịch vô cùng
loãng:
l
i
.x
H
k
1
i
P 
 Đường (1) là đường áp suất hơi của B trên dung dịch thực (A-B)
 Đường (2) là đường tuân theo định luật Raoult
Bài giảng môn Hóa lý - Tháng 08.2005

24
 Đường (3) là đường tuân theo định luật Henry Hình 6.1. So sánh định luật Raoult và định luật Henry
b. Giản đồ “Ap suất – thành phần” (P - x)
Ap dụng định luật Raoult cho dung dịch lý tưởng của hai cấu tử (A-
B):



Ap suất tổng của hệ là: P = P
A
+ P
Bl
B
.x
0
B
P
l
B
x1.
0
A
P 








l
B
.x
0

Hình 6.2. Giản đồ áp suất hơi (P -x) của dung dịch 2 cấu tử lý tưởng

c. Thành phần pha hơi – định luật Konovalop I
Xét hệ dung dịch lý tưởng của hai cấu tử A và B nằm cân bằng với
pha hơi của chúng.
Theo định luật Danton:
A
P
B
P
h
A
n
h
B
n
h
A
x
h
B
x

Theo định luật Raoult ta được:
l
A
x
l
B
x

 Thành phần của pha hơi cân bằng đồng biến với thành phần
của pha lỏng.
 Thành phần của chất dễ sôi trong pha hơi lớn hơn thành phần
của nó trong pha lỏng.
d. Giản đồ “thành phần hơi – thành phần lỏng” (x – x)
Từ hệ thức (6.2) ta biến đổi để rút ra biểu thức: