Hôm nay rãnh không có gì làm... sưu tầm vài bài viết của mấy đại ka post lên cho các bạn tham khảo ^ ^
Trong bất kì phản ứng hoá học hay quá trình biến hoá vật lí nào của chất ( bay hơi, hoá lỏng, v.v…) đều kèm theo hiện tượng phát ra hay thu vào nhiệt. Lượng nhiệt đó gọi là nhiệt phản ứng.
Những phản ứng giải phóng ra nhiệt được gọi là phản ứng toả nhiệt.
Những phản ứng lấy nhiệt từ môi trường được gọi là phản ứng thu nhiệt.
Có 2 cách biểu diễn các phản ứng:
- Cách cũ ( ai thik dùng đồ sida thì dùng ^^ ) : toả nhiệt là +Q, thu nhiệt là –Q.
- Còn ngày nay người ta đã đổi mới và sử dụng một cách biểu diễn tiện lợi và thống nhất hơn là ΔH.
( Giải thích thêm về Δ: đọc là delta, là kí hiệu của độ biến thiên.
Nói chung Δ = cuối - đầu.
Ví dụ: ΔH = H cuối – H đầu
ΔS = S cuối – S đầu , v.v…)
Như vậy ΔH của phản ứng có nghĩa là độ biến thiên nhiệt năng, từ đó ta suy ra:
- ΔH < 0: ~~> H cuối < H đầu ~~> phản ứng đã toả nhiệt.
- ΔH > 0: ~~> H cuối > H đầu ~~> phản ứng đã thu nhiệt.
Ví dụ :
Phương trình hoá học được ghi thêm lượng nhiệt thu vào hay toả ra được gọi là phương trình nhiệt hoá học. Do quá trình biến đổi trạng thái vật lý cũng cũng toả hay thu nhiệt cho nên ta phải ghi rõ trạng thái của các chất trong phản ứng.
H2(k) + 0,5 O2(k) = H2O(l) (1) ΔH = - 285 kJ
H2(k) + 0,5 O2(k) = H2O(k) (2) ΔH = - 241,8 kJ
Sở dĩ có sự khác nhau trong nhiệt phản ứng là do để H2O(l) chuyển thành khí cần hấp thụ thêm năng lượng. Do đó lượng nhiệt toả ra ở phản ứng 2 ít hơn.
Cách tính nhiệt phản ứng:
Các cách tính nhiệt phản ứng đều dựa chủ yếu vào định luật Hess (đọc là Hét xờ ^^): ( viết ra để đọc cho dzui, khuyến cáo là nghe phần giải thik của tui dễ hiểu hơn ^^):
Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng hoá học chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu của các chất phản ứng và trạng thái cuối của sản phẩm phản ứng, không phụ thuộc vào các giai đoạn trung gian, nghĩa là không phụ thuộc vào con đường đi từ trạng thái đầu tới trạng thái cuối.
Áp dụng:
Ta chỉ việc coi hai vế của phương trình hóa học như hai vế của phương trình toán học, khi đó ta thao tác như với phương trình toán ( nghĩa là cộng 2 vế, trừ 2 vế, bỏ các phần giống nhau ở hai vế,v.v…)
Từ graphit ta có thể điểu chế CO2 theo hai cách:
C(graphit) + O2(k) = CO2(k) (1) ΔH 1
hoặc
C(graphit) + 0,5O2(k) = CO(k) (2) ΔH 2
CO(k) + 0,5O2(k) = CO2(k) (3) ΔH 3
Giờ hãy quên bác Hess đi và nghe lời tui. Ta cộng trừ các vế của 3 phương trình trên như với phương trình toán, ta sẽ có
(1) = (2) + (3) ~~> lấy giấy ra tự làm đi.
Tương ứng:
ΔH(1) = ΔH(2) + ΔH(3)
Từ nay tất cả các phép tính về ΔH sẽ dựa chủ yêú vào cách này.
Chú thích: Nhiệt tạo thành của 1 chất: là nhiệt của phản ứng tạo thành ra 1 mol chất đó. Với các đơn chất ở dạng bền thì nhiệt tạo thành được coi là bằng không.
Ví dụ: Nhiệt tạo thành của O2 là 0
Nhiệt tạo thành CO chính là nhiệt của phản ứng
C(graphit) + 0,5 O2(k) = CO(k)
Thực hành:
Đây là loại bài tập cơ bản và thường gặp nhất của phần này:
Tính ΔH của phản ứng đốt cháy metan:
CH4(k) + 2 O2(k) = CO2(k) + 2 H2O(k)
Biết nhiệt tạo thành của :
CH4(k) là -74.8 kJ (1)
CO2(k) là -393 kJ (2)
H2O(k) là -242 kJ (3)
Gợi ý: Để làm được bài trên ta cần biến đổi các phương trình 1,2,3 rồi cộng trừ các vế hợp lý nhằm xuất hiện phương trình . Coi như một phương trình toán thực thụ ta có thể có biến đổi được như sau:
- Đổi 2 vế của một phương trình hoá học cho nhau, đồng thời đổi dấu của nhiệt phản ứng.
- Nhân cả phương trình lên với một số nguyên, khi đó, nhiệt của phản ứng cũng phải nhân lên với số đó.
Đáp số: - 802,0 kJ.