5.3: Entanpi

Last updated
Save as PDF

Page ID: 217771

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)

\( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)

\( \newcommand{\dsum}{\displaystyle\sum\limits} \)

\( \newcommand{\dint}{\displaystyle\int\limits} \)

\( \newcommand{\dlim}{\displaystyle\lim\limits} \)

\( \newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\)

\( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\)

\( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\)

\( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\)

\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

\( \newcommand{\id}{\mathrm{id}}\)

\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

\( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\)

\( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\)

\( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\)

\( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\)

\( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\)

\( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\)

\( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\)

\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\AA}{\unicode[.8,0]{x212B}}\)

\( \newcommand{\vectorA}[1]{\vec{#1}} % arrow\)

\( \newcommand{\vectorAt}[1]{\vec{\text{#1}}} % arrow\)

\( \newcommand{\vectorB}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)

\( \newcommand{\vectorC}[1]{\textbf{#1}} \)

\( \newcommand{\vectorD}[1]{\overrightarrow{#1}} \)

\( \newcommand{\vectorDt}[1]{\overrightarrow{\text{#1}}} \)

\( \newcommand{\vectE}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash{\mathbf {#1}}}} \)

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)

\(\newcommand{\longvect}{\overrightarrow}\)

\( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)

\(\newcommand{\avec}{\mathbf a}\) \(\newcommand{\bvec}{\mathbf b}\) \(\newcommand{\cvec}{\mathbf c}\) \(\newcommand{\dvec}{\mathbf d}\) \(\newcommand{\dtil}{\widetilde{\mathbf d}}\) \(\newcommand{\evec}{\mathbf e}\) \(\newcommand{\fvec}{\mathbf f}\) \(\newcommand{\nvec}{\mathbf n}\) \(\newcommand{\pvec}{\mathbf p}\) \(\newcommand{\qvec}{\mathbf q}\) \(\newcommand{\svec}{\mathbf s}\) \(\newcommand{\tvec}{\mathbf t}\) \(\newcommand{\uvec}{\mathbf u}\) \(\newcommand{\vvec}{\mathbf v}\) \(\newcommand{\wvec}{\mathbf w}\) \(\newcommand{\xvec}{\mathbf x}\) \(\newcommand{\yvec}{\mathbf y}\) \(\newcommand{\zvec}{\mathbf z}\) \(\newcommand{\rvec}{\mathbf r}\) \(\newcommand{\mvec}{\mathbf m}\) \(\newcommand{\zerovec}{\mathbf 0}\) \(\newcommand{\onevec}{\mathbf 1}\) \(\newcommand{\real}{\mathbb R}\) \(\newcommand{\twovec}[2]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\ctwovec}[2]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\threevec}[3]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cthreevec}[3]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\fourvec}[4]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cfourvec}[4]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\fivevec}[5]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cfivevec}[5]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\mattwo}[4]{\left[\begin{array}{rr}#1 \amp #2 \\ #3 \amp #4 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\laspan}[1]{\text{Span}\{#1\}}\) \(\newcommand{\bcal}{\cal B}\) \(\newcommand{\ccal}{\cal C}\) \(\newcommand{\scal}{\cal S}\) \(\newcommand{\wcal}{\cal W}\) \(\newcommand{\ecal}{\cal E}\) \(\newcommand{\coords}[2]{\left\{#1\right\}_{#2}}\) \(\newcommand{\gray}[1]{\color{gray}{#1}}\) \(\newcommand{\lgray}[1]{\color{lightgray}{#1}}\) \(\newcommand{\rank}{\operatorname{rank}}\) \(\newcommand{\row}{\text{Row}}\) \(\newcommand{\col}{\text{Col}}\) \(\renewcommand{\row}{\text{Row}}\) \(\newcommand{\nul}{\text{Nul}}\) \(\newcommand{\var}{\text{Var}}\) \(\newcommand{\corr}{\text{corr}}\) \(\newcommand{\len}[1]{\left|#1\right|}\) \(\newcommand{\bbar}{\overline{\bvec}}\) \(\newcommand{\bhat}{\widehat{\bvec}}\) \(\newcommand{\bperp}{\bvec^\perp}\) \(\newcommand{\xhat}{\widehat{\xvec}}\) \(\newcommand{\vhat}{\widehat{\vvec}}\) \(\newcommand{\uhat}{\widehat{\uvec}}\) \(\newcommand{\what}{\widehat{\wvec}}\) \(\newcommand{\Sighat}{\widehat{\Sigma}}\) \(\newcommand{\lt}{<}\) \(\newcommand{\gt}{>}\) \(\newcommand{\amp}{&}\) \(\definecolor{fillinmathshade}{gray}{0.9}\)

Mục tiêu học tập

Đến cuối phần này, bạn sẽ có thể:

Nêu định luật đầu tiên của nhiệt động lực học
Xác định entanpi và giải thích phân loại của nó như một hàm trạng thái
Viết và cân bằng phương trình nhiệt hóa
Tính toán sự thay đổi entanpi cho các phản ứng hóa học khác nhau
Giải thích định luật Hess và sử dụng nó để tính entanpi phản ứng

Nhiệt hóa học là một nhánh của nhiệt động lực học hóa học, khoa học đề cập đến các mối quan hệ giữa nhiệt, công và các dạng năng lượng khác trong bối cảnh của các quá trình hóa học và vật lý. Khi chúng ta tập trung vào nhiệt hóa học trong chương này, chúng ta cần xem xét một số khái niệm được sử dụng rộng rãi về nhiệt động lực học.

Các chất hoạt động như các hồ chứa năng lượng, có nghĩa là năng lượng có thể được thêm vào chúng hoặc loại bỏ khỏi chúng. Năng lượng được lưu trữ trong một chất khi động năng của các nguyên tử hoặc phân tử của nó được nâng lên. Động năng lớn hơn có thể ở dạng các phép dịch tăng (chuyển động di chuyển hoặc chuyển động thẳng), dao động hoặc chuyển động quay của các nguyên tử hoặc phân tử. Khi nhiệt năng bị mất, cường độ của các chuyển động này giảm và động năng giảm. Tổng của tất cả các loại năng lượng có thể có trong một chất được gọi là nội năng (U), đôi khi được ký hiệu là E.

Khi một hệ thống trải qua một sự thay đổi, năng lượng bên trong của nó có thể thay đổi và năng lượng có thể được chuyển từ hệ thống ra môi trường xung quanh, hoặc từ môi trường xung quanh đến hệ thống. Năng lượng được truyền vào một hệ thống khi nó hấp thụ nhiệt (q) từ môi trường xung quanh hoặc khi môi trường xung quanh hoạt động (w) trên hệ thống. Ví dụ, năng lượng được truyền vào dây kim loại ở nhiệt độ phòng nếu nó được ngâm trong nước nóng (dây hấp thụ nhiệt từ nước) hoặc nếu bạn nhanh chóng uốn cong dây qua lại (dây trở nên ấm hơn do công việc được thực hiện trên nó). Cả hai quá trình đều làm tăng năng lượng bên trong của dây, được phản ánh trong sự gia tăng nhiệt độ của dây. Ngược lại, năng lượng được truyền ra khỏi một hệ thống khi nhiệt bị mất khỏi hệ thống, hoặc khi hệ thống hoạt động trên môi trường xung quanh.

Mối quan hệ giữa nội năng, nhiệt và công có thể được biểu diễn bằng phương trình:

\[\Delta U=q+w \nonumber \]

như thể hiện trong Hình\(\PageIndex{1}\). Đây là một phiên bản của định luật đầu tiên của nhiệt động lực học, và nó cho thấy nội năng của một hệ thay đổi thông qua dòng nhiệt vào hoặc ra khỏi hệ thống (q dương là dòng nhiệt vào; q âm là dòng nhiệt ra) hoặc công được thực hiện trên hoặc bởi hệ thống. Công việc, w, là tích cực nếu nó được thực hiện trên hệ thống và tiêu cực nếu nó được thực hiện bởi hệ thống.

Một sơ đồ hình chữ nhật được hiển thị. Một hình bầu dục màu xanh lá cây nằm ở trung tâm của một cánh đồng rám nắng bên trong một hộp màu xám. Trường tan được gắn nhãn “Môi trường xung quanh” và phương trình “Δ U = q + w” được viết ở dưới cùng của sơ đồ. Hai mũi tên hướng vào hình bầu dục màu xanh lá cây và được gắn nhãn “q chỉ số dưới trong” và “w chỉ số dưới trên” trong khi hai mũi tên khác hướng ra khỏi hình bầu dục và được gắn nhãn “q chỉ số dưới” và “w chỉ số dưới”. Tâm của hình bầu dục chứa các thuật ngữ “Δ U — Hình\(\PageIndex{1}\): Nội năng, U, của một hệ có thể bị thay đổi bởi dòng nhiệt và công. Nếu nhiệt chảy vào hệ, q _in, hoặc công được thực hiện trên hệ, w _bật, nội năng của nó tăng lên, Δ U > 0. Nếu nhiệt chảy ra khỏi hệ, q _ra, hoặc công được thực hiện bởi hệ, w _bởi, nội năng của nó giảm, Δ U & lt 0.

Một loại công việc được gọi là công việc giãn nở (hoặc công việc áp suất-thể tích) xảy ra khi một hệ thống đẩy môi trường xung quanh trở lại chống lại áp suất hạn chế hoặc khi môi trường xung quanh nén hệ thống. Một ví dụ về điều này xảy ra trong quá trình hoạt động của động cơ đốt trong. Phản ứng của xăng và oxy tỏa nhiệt. Một phần năng lượng này được tỏa ra dưới dạng nhiệt, và một số hoạt động đẩy piston trong xi lanh. Các chất tham gia vào phản ứng là hệ thống, và động cơ và phần còn lại của vũ trụ là môi trường xung quanh. Hệ thống mất năng lượng bằng cách sưởi ấm và làm việc trên môi trường xung quanh, và năng lượng bên trong của nó giảm. (Động cơ có thể giữ cho xe di chuyển vì quá trình này được lặp lại nhiều lần mỗi giây trong khi động cơ đang chạy.) Chúng tôi sẽ xem xét cách xác định khối lượng công việc liên quan đến sự thay đổi hóa học hoặc vật lý trong chương về nhiệt động lực học.

Liên kết đến việc học

Quan điểm này về động cơ đốt trong minh họa sự chuyển đổi năng lượng được tạo ra bởi phản ứng đốt tỏa nhiệt của nhiên liệu như xăng thành năng lượng chuyển động.

Như đã thảo luận, mối quan hệ giữa nội năng, nhiệt và công có thể được biểu diễn dưới dạng Δ U = q + w. Nội năng là một ví dụ về hàm trạng thái (hoặc biến trạng thái), trong khi nhiệt và công không phải là hàm trạng thái. Giá trị của một hàm trạng thái chỉ phụ thuộc vào trạng thái mà một hệ thống đang ở, chứ không phụ thuộc vào cách đạt đến trạng thái đó. Nếu một đại lượng không phải là một hàm trạng thái, thì giá trị của nó phụ thuộc vào cách đạt đến trạng thái. Một ví dụ về hàm trạng thái là độ cao hoặc độ cao. Nếu bạn đứng trên đỉnh núi Mt. Kilimanjaro, bạn đang ở độ cao 5895 m, và nó không quan trọng cho dù bạn đi bộ đến đó hay nhảy dù ở đó. Tuy nhiên, khoảng cách bạn đã đi đến đỉnh Kilimanjaro không phải là một hàm trạng thái. Bạn có thể leo lên đỉnh bằng một tuyến đường trực tiếp hoặc bằng một con đường vòng, vòng hơn (Hình). \(\PageIndex{2}\) Khoảng cách di chuyển sẽ khác nhau (khoảng cách không phải là một hàm trạng thái) nhưng độ cao đạt được sẽ giống nhau (độ cao là một hàm trạng thái).

Một bức ảnh chụp từ trên không mô tả quang cảnh Núi Kilimanjaro. Một mũi tên thẳng, màu xanh lá cây có nhãn X được rút ra từ thuật ngữ “cơ sở”, được viết ở dưới cùng của ngọn núi, đến thuật ngữ “Hội nghị thượng đỉnh”, được viết trên đỉnh núi. Một mũi tên khác có nhãn Y là vẽ từ gốc đến đỉnh cùng với mũi tên màu xanh lá cây, nhưng mũi tên này có màu hồng và có ba đường cong hình chữ S lớn dọc theo chiều dài của nó. — Hình\(\PageIndex{2}\): Đường X và Y đại diện cho hai tuyến đường khác nhau đến đỉnh Mt. Kilimanjaro. Cả hai đều có cùng sự thay đổi về độ cao (độ cao hoặc độ cao trên một ngọn núi là một hàm trạng thái; nó không phụ thuộc vào đường đi), nhưng chúng có khoảng cách rất khác nhau (khoảng cách đi bộ không phải là một hàm trạng thái; nó phụ thuộc vào đường đi). (tín dụng: sửa đổi tác phẩm của Paul Shaffner)

Các nhà hóa học thường sử dụng một tính chất được gọi là entanpi (H) để mô tả nhiệt động lực học của các quá trình hóa học và vật lý. Entanpi được định nghĩa là tổng nội năng của một hệ (U) và tích toán học của áp suất (P) và thể tích (V) của nó:

\[H=U+P V \nonumber \]

Entanpi cũng là một hàm trạng thái. Giá trị entanpi đối với các chất cụ thể không thể đo trực tiếp; chỉ có thể xác định được sự thay đổi entanpi đối với các quá trình hóa học hoặc vật lý. Đối với các quá trình diễn ra ở áp suất không đổi (một điều kiện phổ biến cho nhiều thay đổi hóa học và vật lý), sự thay đổi entanpi (Δ H) là:

\[\Delta H=\Delta U+P \Delta V \nonumber \]

Sản phẩm toán học \(PΔV\) đại diện cho công (\(w\)), cụ thể là công việc mở rộng hoặc áp suất-khối lượng như đã lưu ý. Theo định nghĩa của họ, các dấu hiệu số học của \(ΔV\) và \(w\) sẽ luôn ngược lại:

\[P \Delta V=-w \nonumber \]

Thay phương trình này và định nghĩa nội năng vào phương trình thay đổi entanpi sẽ tạo ra:

\ [\ begin {aligned}
\ Delta H &=\ Delta U+P\ Delta V\\ [4pt]
& =q_ {p} +w-w\\ [4pt]
& =q_ {p}\ end {aligned}\nsố\]

đâu \(q_p\) là nhiệt của phản ứng trong điều kiện áp suất không đổi.

Và do đó, nếu một quá trình hóa học hoặc vật lý được thực hiện ở áp suất không đổi với công duy nhất được thực hiện bởi sự giãn nở hoặc co lại, thì dòng nhiệt (q _p) và sự thay đổi entanpi (Δ H) cho quá trình là bằng nhau.

Nhiệt tỏa ra khi bạn vận hành đầu đốt Bunsen bằng với sự thay đổi entanpi của phản ứng đốt mêtan diễn ra, vì nó xảy ra ở áp suất cơ bản không đổi của khí quyển. Mặt khác, nhiệt lượng sinh ra từ phản ứng đo được trong nhiệt lượng kế bom không bằng \(ΔH\) vì bình chứa kim loại đóng, thể tích không đổi ngăn áp suất không đổi (nó có thể tăng hoặc giảm nếu phản ứng tạo ra lượng khí tăng hoặc giảm). Các nhà hóa học thường thực hiện các thí nghiệm trong điều kiện khí quyển bình thường, ở áp suất bên ngoài không đổi với\(q = ΔH\), điều này làm cho entanpi trở thành lựa chọn thuận tiện nhất để xác định sự thay đổi nhiệt cho các phản ứng hóa học.

Các quy ước sau áp dụng khi sử dụng Δ H:

Giá trị âm của sự thay đổi entanpi, Δ H < 0, biểu thị phản ứng tỏa nhiệt; một giá trị dương, Δ H > 0, cho biết phản ứng thu nhiệt. Nếu hướng của một phương trình hóa học bị đảo ngược, dấu số học của Δ H của nó bị thay đổi (một quá trình thu nhiệt theo một hướng sẽ tỏa nhiệt theo hướng ngược lại).
Các nhà hóa học sử dụng một phương trình nhiệt hóa để biểu diễn những thay đổi về cả vật chất và năng lượng. Trong phương trình nhiệt hóa, sự thay đổi entanpi của phản ứng được thể hiện dưới dạng giá trị Δ H theo phương trình phản ứng. Giá trị Δ H này cho biết lượng nhiệt liên quan đến phản ứng liên quan đến số mol chất phản ứng và sản phẩm như thể hiện trong phương trình hóa học. Ví dụ, hãy xem xét phương trình này:
\[\ce{H2(g) + 1/2 O2(g) -> H2O(l)} \quad \Delta H=-286 kJ \nonumber \]

Phương trình này chỉ ra rằng khi 1 mol khí hydro và mol khí oxy ở nhiệt độ và áp suất nào đó thay đổi thành 1 mol nước lỏng ở cùng nhiệt độ và áp suất, 286 kJ nhiệt được giải phóng ra môi trường xung quanh. Nếu các hệ số của phương trình hóa học được nhân với một số yếu tố, sự thay đổi entanpi phải được nhân với cùng một yếu tố đó (\(ΔH\)là một tính chất mở rộng):
- tăng gấp hai lần số tiền \[\ce{2 H2(g) + O2(g) -> 2 H2O(l)} \quad \Delta H=2 \times(-286 kJ )=-572 kJ \nonumber \]
- giảm hai lần số lượng \[\ce{ 1/2 H2(g) + 1/4 O2(g) -> 1/2 H2O(l)} \quad \Delta H=\frac{1}{2} \times(-286 kJ )=-143 kJ \nonumber \]
Sự thay đổi entanpi của phản ứng phụ thuộc vào trạng thái vật lý của chất phản ứng và sản phẩm, vì vậy chúng phải được hiển thị. Ví dụ, khi 1 mol khí hydro và mol khí oxy thay đổi thành 1 mol nước lỏng ở cùng nhiệt độ và áp suất, 286 kJ nhiệt được giải phóng. Nếu nước ở thể khí hình thành, chỉ có 242 kJ nhiệt được giải phóng. \[\ce{H2(g) + 1/2 O2(g) -> H2O (g)} \quad \Delta H=-242 kJ \nonumber \]

Ví dụ\(\PageIndex{1}\): Viết phương trình nhiệt hóa

Khi 0,0500 mol HCl (aq) phản ứng với 0,0500 mol NaOH (aq) để tạo thành 0,0500 mol NaCl (a q), 2,9 kJ nhiệt được tạo ra. Viết một phương trình nhiệt hóa cân bằng cho phản ứng của một mol HCl.

\[\ce{HCl(aq) + NaOH (aq) -> NaCl(aq) + H2O (l)} \nonumber \]

Giải pháp

Đối với phản ứng của 0,0500 mol axit (HCl), q = −2,9 kJ. Các chất phản ứng được cung cấp với số lượng phân vị (cùng tỷ lệ mol như trong phương trình cân bằng), và do đó lượng axit có thể được sử dụng để tính toán sự thay đổi entanpi mol. Vì \(ΔH\) là một tính chất mở rộng, nó tỷ lệ thuận với lượng axit được trung hòa:

\[\Delta H=1\, \cancel{\ce{mol\, HCl}} \times \frac{-2.9 kJ }{0.0500\, \cancel{\ce{mol\, HCl}} }=-58 kJ \nonumber \]

Phương trình nhiệt hóa sau đó là

\[\ce{HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O (l)} \quad \Delta H=-58 kJ \nonumber \]

Tập thể dục \(\PageIndex{1}\)

Khi 1,34 g Zn (s) phản ứng với 60,0 mL HCl 0,750 M (aq), 3,14 kJ nhiệt được tạo ra. Xác định sự thay đổi entanpi trên mỗi mol kẽm phản ứng với phản ứng:

\[\ce{ Zn(s) + 2 HCl(aq) -> ZnCl2(aq) + H2(g)} \nonumber \]

Câu trả lời: Δ H = −153 kJ

Đảm bảo tính đến cả phép đo phân vị và chất phản ứng hạn chế khi xác định Δ H cho phản ứng hóa học.

Ví dụ\(\PageIndex{2}\): Viết phương trình nhiệt hóa

_{_{Một con gấu gummy chứa 2,67 g sucrose, C ₁₂ H 22 O 11.}} Khi nó phản ứng với 7,19 g kali clorat, KClO ₃, 43,7 kJ nhiệt được tạo ra. Viết phương trình nhiệt hóa cho phản ứng của một mol sucrose:

\[\ce{ C12H22O11(aq) + 8KClO3(aq) -> 12 CO2(g) + 11 H2O (l) + 8 KCl(aq)} \nonumber \]

Giải pháp

Không giống như bài tập ví dụ trước, bài tập này không liên quan đến phản ứng của lượng chất phản ứng phân tích, và do đó chất phản ứng giới hạn phải được xác định (nó hạn chế năng suất của phản ứng và lượng năng lượng nhiệt được tạo ra hoặc tiêu thụ).

Lượng cung cấp của hai chất phản ứng là

\ [\ begin {aligned}
(2.67\,\ text {g})\ left (\ dfrac {1\,\ text {mol}} {342.3\,\ text {g}}\ right) &= 0.00780\,\ text {mol}\,\ ce {C12H22O11}\\\ [4pt]
(7.19\,\ text {g}) left (7.19\,\ text {g}) left (7.19\,\ text {g}) left (7.19\,\ text {g}) left (7.19\,\ text {g}) left (dfrac {1\,\ text {mol}} {122.5\,\ text {g}}\ right) &= 0.0587\,\ text {mol}\,\ ce {KCIO}\ end {aligned}\nsố\]

Tỷ lệ mol được cung cấp của peclorat trên sucrose sau đó là

\[\dfrac{0.0587\, \text{mol } \ce{KCIO3}}{0.00780\, \text{mol}\, \ce{C12H22O11}} = 7.52 \nonumber \]

Phương trình cân bằng chỉ ra 8 mol KClO ₃ cần thiết cho phản ứng với 1 mol C ₁₂ H ₂₂ O ₁₁. Vì lượng KClO ₃ được cung cấp nhỏ hơn lượng đo phân vị, nó là chất phản ứng giới hạn và có thể được sử dụng để tính toán sự thay đổi entanpi:

\[\Delta H = \dfrac{-43.7\, \text{kJ}} {0.0587\, \text{mol} \ce{KCIO3}} = \dfrac{744\, \text{kJ}}{\text{mol} \, \ce{KCIO3}} \nonumber \]

Bởi vì phương trình, như đã viết, đại diện cho phản ứng của 8 mol\(\ce{KClO3}\), sự thay đổi entanpi là

\[\left(\dfrac{744\, \text{kJ}}{1 \, \cancel{\text{mol} \, \ce{KCIO3}}} \right)\left(8\, \cancel{\text{mol}\,\ce{KCIO3}} \right)=5960\, \text{kJ} \nonumber \]

Sự thay đổi entanpi cho phản ứng này là −5960 kJ, và phương trình nhiệt hóa là:

\[\ce{C12H22O11 + 8 KClO3 -> 12 CO2 + 11 H2O + 8 KCl} \quad \Delta H=-5960\, \text{kJ} \nonumber \]

Tập thể dục \(\PageIndex{1}\)

Khi 1,42 g sắt phản ứng với 1,80 g clo, 3,22 g \(\ce{FeCl2(s)}\) và 8,60 kJ nhiệt được tạo ra. Sự thay đổi entanpi của phản ứng khi tạo ra 1 mol là bao nhiêu? \(\ce{FeCl2(s)}\)

Câu trả lời: Δ H = −338 kJ

Sự thay đổi entanpi thường được lập bảng cho các phản ứng trong đó cả chất phản ứng và sản phẩm đều ở cùng điều kiện. Trạng thái chuẩn là một tập hợp các điều kiện thường được chấp nhận được sử dụng làm điểm tham chiếu để xác định các thuộc tính trong các điều kiện khác nhau. Đối với các nhà hóa học, trạng thái tiêu chuẩn IUPAC đề cập đến các vật liệu dưới áp suất 1 bar và dung dịch ở 1 M, và không chỉ định nhiệt độ. Nhiều bảng nhiệt hóa liệt kê các giá trị với trạng thái tiêu chuẩn là 1 atm. Bởi vì Δ H của phản ứng thay đổi rất ít với những thay đổi nhỏ như vậy về áp suất (1 bar = 0,987 atm), các giá trị Δ H (ngoại trừ các giá trị được đo chính xác nhất) về cơ bản là giống nhau trong cả hai bộ điều kiện chuẩn. Chúng tôi sẽ bao gồm một chữ “o” được đánh dấu trên trong biểu tượng thay đổi entanpi để chỉ định trạng thái chuẩn. Vì nhiệt độ thông thường (nhưng không phải là tiêu chuẩn kỹ thuật) là 298,15 K, nhiệt độ này sẽ được giả định trừ khi một số nhiệt độ khác được chỉ định. Do đó, ký hiệu được sử dụng để chỉ ra sự thay đổi entanpi đối với một quá trình xảy ra trong những điều kiện này. (Ký hiệu Δ H được sử dụng để chỉ sự thay đổi entanpi đối với phản ứng xảy ra trong điều kiện không chuẩn.)

Sự thay đổi entanpi đối với nhiều loại quá trình hóa học và vật lý có sẵn trong các tài liệu tham khảo, bao gồm cả những thay đổi cho phản ứng đốt cháy, chuyển pha và phản ứng hình thành. Khi chúng ta thảo luận về các đại lượng này, điều quan trọng là phải chú ý đến bản chất rộng lớn của sự thay đổi entanpi và entanpi. Vì sự thay đổi entanpi đối với một phản ứng nhất định tỷ lệ thuận với lượng chất liên quan, nên nó có thể được báo cáo trên cơ sở đó (tức là Δ H đối với lượng chất phản ứng cụ thể). Tuy nhiên, chúng ta thường thấy hữu ích hơn khi chia một thuộc tính mở rộng (Δ H) cho một thuộc tính khác (lượng chất) và báo cáo giá trị chuyên sâu trên mỗi lượng là Δ H, thường được “chuẩn hóa” thành cơ sở trên mỗi mol. (Lưu ý rằng điều này tương tự như việc xác định nhiệt dung riêng thuộc tính chuyên sâu từ nhiệt dung rộng lớn, như đã thấy trước đây.)

Entanpi tiêu chuẩn của quá trình đốt cháy

Entanpi tiêu chuẩn của quá trình đốt cháy là sự thay đổi entanpi khi 1 mol của một chất cháy (kết hợp mạnh mẽ với oxy) trong điều kiện trạng thái tiêu chuẩn; đôi khi nó được gọi là “nhiệt của sự đốt cháy”. Ví dụ, entanpi của quá trình đốt cháy etanol, −1366,8 kJ/mol, là lượng nhiệt sinh ra khi một mol etanol trải qua quá trình đốt cháy hoàn toàn ở 25° C và 1 áp suất khí quyển, tạo ra các sản phẩm cũng ở 25° C và 1 atm.

\[\ce{C2H5OH (l) + 3 O2(g) -> 2 CO2 + 3 H2O (l)} \quad \Delta H^{\circ}=-1366.8\, \text{kJ} \nonumber \]

Entanpi của quá trình đốt cháy đối với nhiều chất đã được đo; một vài trong số này được liệt kê trong Bảng. \(\PageIndex{1}\) Nhiều chất sẵn có với entanpi đốt cháy lớn được sử dụng làm nhiên liệu, bao gồm hydro, carbon (như than hoặc than củi) và hydrocacbon (hợp chất chỉ chứa hydro và carbon), chẳng hạn như mêtan, propan và các thành phần chính của xăng.

Bảng\(\PageIndex{1}\): Entanpi mol tiêu chuẩn của quá trình đốt cháy
Chất	Phản ứng đốt	Entanpi của quá trình đốt cháy, \(\Delta H_c^{\circ}\) (kJ/mol) ở 25° C
carbon	\(C (s)+ O_2(g) \longrightarrow CO_2(g)\)	\ (\ Delta H_c^ {\ circ}\) (kJ/mol) ở 25° C">−393,5
hydro	\(H_2(g)+\frac{1}{2} O_2(g) \longrightarrow H_2 O (l)\)	\ (\ Delta H_c^ {\ circ}\) (kJ/mol) ở 25° C">−285,8
magiê	\(Mg (s)+\frac{1}{2} O_2(g) \longrightarrow MgO (s)\)	\ (\ Delta H_c^ {\ circ}\) (kJ/mol) ở 25° C">−601,6
lưu huỳnh	\(S (s)+ O_2(g) \longrightarrow SO_2(g)\)	\ (\ Delta H_c^ {\ circ}\) (kJ/mol) ở 25° C">−296,8
carbon monoxide	\(CO (g)+\frac{1}{2} O_2(g) \longrightarrow CO_2(g)\)	\ (\ Delta H_c^ {\ circ}\) (kJ/mol) ở 25° C">−283.0
mêtan	\(CH_4(g)+2 O_2(g) \longrightarrow CO_2(g)+2 H_2 O (l)\)	\ (\ Delta H_c^ {\ circ}\) (kJ/mol) ở 25° C"> −890,8
axetylen	\(C_2 H_2(g)+\frac{5}{2} O_2(g) \longrightarrow 2 CO_2(g)+ H_2 O (l)\)	\ (\ Delta H_c^ {\ circ}\) (kJ/mol) ở 25° C">−1301,1
ethanol	\(C_2 H_5 OH (l)+3 O_2(g) \longrightarrow 2 CO_2(g)+3 H_2 O (l)\)	\ (\ Delta H_c^ {\ circ}\) (kJ/mol) ở 25° C">−1366,8
metanol	\(CH_3 OH (l)+\frac{3}{2} O_2(g) \longrightarrow CO_2(g)+2 H_2 O (l)\)	\ (\ Delta H_c^ {\ circ}\) (kJ/mol) ở 25° C">−726,1
isooctan	\(C_8 H_{18}(l)+\frac{25}{2} O_2(g) \longrightarrow 8 CO_2(g)+9 H_2 O (l)\)	\ (\ Delta H_c^ {\ circ}\) (kJ/mol) ở 25° C">−5461

Ví dụ\(\PageIndex{3}\): Sử dụng Entanpi của quá trình đốt cháy

Như hình\(\PageIndex{3}\): gợi ý, quá trình đốt cháy xăng là một quá trình tỏa nhiệt cao. Chúng ta hãy xác định lượng nhiệt xấp xỉ được tạo ra bằng cách đốt 1,00 L xăng, giả sử entanpi của quá trình đốt cháy xăng giống như isooctan, một thành phần phổ biến của xăng. Mật độ của isooctan là 0,692 g/mL.

Một bức ảnh cho thấy một quả cầu lửa lớn đang cháy trên đường. Một chiếc xe cứu hỏa và lính cứu hỏa được hiển thị ở phía trước. — Hình\(\PageIndex{3}\): Quá trình đốt cháy xăng rất tỏa nhiệt. (tín dụng: sửa đổi tác phẩm của “AlexEagle” /Flickr)

Giải pháp

Bắt đầu với một lượng đã biết (1,00 L isooctan), chúng ta có thể thực hiện chuyển đổi giữa các đơn vị cho đến khi chúng ta đạt được lượng nhiệt hoặc năng lượng mong muốn. Entanpi của quá trình đốt cháy isooctan cung cấp một trong những chuyển đổi cần thiết. _{_{Bảng \(\PageIndex{1}\) cho giá trị này là −5460 kJ trên 1 mol isooctan (C 8 H 18).}}

Sử dụng những dữ liệu này,

\[1.00 \, \cancel{\text{L} \, \ce{C8H18}} \times \left(\frac{1000 \cancel{\text{mL}\, \ce{C8H18}}} {1\, \cancel{\text{L} \, \ce{C8H18}}}\right) \times \left( \frac{0.692 \, \cancel{\text{g}\, \ce{C8H18}}} {1\, \cancel{\text{mL}\, \ce{C8H18}}} \right) \times \left(\frac{1\, \cancel{\text{mol}\, \ce{C8H18}}}{114\, \cancel{\text{g}\, \ce{C8H18}}}\right) \times \frac{-5460\, \text{kJ} } {1\, \cancel{\text{mol} \, \ce{C8H18}}}= -3.31 \times 10^4\, \text{kJ} \nonumber \]

Quá trình đốt cháy 1,00 L isooctan tạo ra 33.100 kJ nhiệt. (Lượng năng lượng này đủ để làm tan chảy 99,2 kg, hoặc khoảng 218 lbs, băng.)

Lưu ý: Nếu bạn thực hiện phép tính này từng bước một, bạn sẽ thấy:

\ [\ begin {aligned}
1,00\,\ text {L}\,\ ce {C8H18} &\ longrightarrow 1,00\ lần 10 ^ 3\,\ text {mL}\ ce {C8H18}\\ [4pt]
1,00\ lần 10 ^ 3\,\ text {mL}\,\ ce {C8H18} &\ longrightarrow, 692\ text {g}\,\ ce {C8H18}\\ [4pt] 692\,\ text {g}\,\ ce {C8H18} &\ longrightarrow 6.07\,\ text {mol}\,\ ce {C8H18}\\ [4pt]
6.07\,\ text {mol}\,\ ce {C8H18} & longrighrightarrow -3,31\ times 10^4 kJ\ end {aligned}\ntháng mười hai\]

Tập thể dục \(\PageIndex{3}\)

Bao nhiêu nhiệt được tạo ra bởi quá trình đốt cháy 125 g axetylen?

Câu trả lời: 6.25 10 ^{3 kJ}

Hóa học trong cuộc sống hàng ngày: Các công nghệ năng lượng dựa trên tảo mới nổi (Nhiên liệu sinh học)

Khi trữ lượng nhiên liệu hóa thạch giảm dần và trở nên tốn kém hơn để khai thác, việc tìm kiếm các nguồn nhiên liệu thay thế đang được tiến hành cho tương lai. Trong số các nhiên liệu sinh học hứa hẹn nhất là những nhiên liệu có nguồn gốc từ tảo (Hình 5.22). Các loài tảo được sử dụng là không độc hại, phân hủy sinh học và là một trong những sinh vật phát triển nhanh nhất thế giới. Khoảng 50% trọng lượng tảo là dầu, có thể dễ dàng chuyển đổi thành nhiên liệu như diesel sinh học. Tảo có thể mang lại 26.000 gallon nhiên liệu sinh học trên mỗi ha - năng lượng trên mỗi mẫu Anh nhiều hơn nhiều so với các loại cây trồng khác. Một số chủng tảo có thể phát triển mạnh trong nước lợ không thể sử dụng để trồng các loại cây trồng khác. Tảo có thể sản xuất dầu diesel sinh học, xăng sinh học, ethanol, butanol, mêtan và thậm chí cả nhiên liệu máy bay phản lực.

Ba hình ảnh được hiển thị và dán nhãn a, b và c. Hình ảnh a cho thấy một cái nhìn hiển vi về các sinh vật tảo. Chúng có màu nâu, nhiều sợi và cấu trúc giống như lưới trên nền màu tím nhạt. Hình b cho thấy năm bồn lớn chứa đầy chất lỏng màu nâu chứa các sinh vật tảo này. Hình c mô tả một hình trụ chứa đầy chất lỏng màu xanh lá cây ở tiền cảnh và một áp phích ở hậu cảnh có tiêu đề “Từ cánh đồng đến hạm đội”. — Hình 5.22 (a) Các sinh vật tảo nhỏ có thể được (b) phát triển với số lượng lớn và cuối cùng (c) biến thành nhiên liệu hữu ích như dầu diesel sinh học. (tín dụng a: sửa đổi tác phẩm của Micah Sittig; tín dụng b: sửa đổi tác phẩm của Robert Kerton; tín dụng c: sửa đổi tác phẩm của John F. Williams)

Theo Bộ Năng lượng Hoa Kỳ, chỉ có 39.000 km2 (khoảng 0,4% khối lượng đất của Mỹ hoặc ít hơn diện tích được sử dụng để trồng ngô) có thể sản xuất đủ nhiên liệu tảo để thay thế tất cả nhiên liệu dựa trên dầu mỏ được sử dụng ở Mỹ. Chi phí nhiên liệu tảo đang trở nên cạnh tranh hơn - ví dụ, Không quân Hoa Kỳ đang sản xuất nhiên liệu máy bay phản lực từ tảo với tổng chi phí dưới 5 đô la mỗi gallon. ³ Quá trình được sử dụng để sản xuất nhiên liệu tảo như sau: phát triển tảo (sử dụng ánh sáng mặt trời làm nguồn năng lượng của chúng và CO ₂ làm nguyên liệu thô); thu hoạch tảo; chiết xuất các hợp chất nhiên liệu (hoặc hợp chất tiền chất); xử lý khi cần thiết (ví dụ, thực hiện phản ứng transester hóa để tạo ra dầu diesel sinh học); làm sạch; và phân phối (Hình). \(\PageIndex{4}\)

Một lưu đồ được hiển thị có chứa hình ảnh và từ ngữ. Đọc từ trái sang phải, các thuật ngữ “Phát triển”, “Thu hoạch”, “Chiết xuất”, “Xử lý và làm sạch” và “Động cơ diesel xăng nhiên liệu phản lực” được hiển thị với các mũi tên hướng sang phải ở giữa mỗi thuật ngữ. Trên mỗi thuật ngữ, tương ứng, là sơ đồ của ba thùng chứa, ba xi lanh nằm cạnh nhau, một thùng chứa giống như kim tự tháp với chất lỏng bên trong, một nhà máy và một máy bơm nhiên liệu. Trong không gian phía trên tất cả các sơ đồ và bên trái của các hình ảnh là một sơ đồ của mặt trời. — Hình\(\PageIndex{4}\): Tảo chuyển đổi ánh sáng mặt trời và carbon dioxide thành dầu được thu hoạch, chiết xuất, tinh chế và chuyển hóa thành nhiều loại nhiên liệu tái tạo.

Liên kết đến việc học

Bấm vào đây để tìm hiểu thêm về quá trình tạo nhiên liệu sinh học tảo.

Entanpi chuẩn của sự hình thành

Entanpi chuẩn của sự hình thành là sự thay đổi entanpi đối với phản ứng trong đó chính xác 1 mol chất tinh khiết được hình thành từ các nguyên tố tự do ở trạng thái ổn định nhất của chúng trong điều kiện trạng thái chuẩn. Các giá trị này đặc biệt hữu ích để tính toán hoặc dự đoán sự thay đổi entanpi đối với các phản ứng hóa học không thực tế hoặc nguy hiểm để thực hiện hoặc cho các quá trình khó thực hiện phép đo. Nếu chúng ta có giá trị cho các entanpi chuẩn thích hợp của sự hình thành, chúng ta có thể xác định sự thay đổi entanpi cho bất kỳ phản ứng nào, chúng ta sẽ thực hành trong phần tiếp theo về định luật Hess.

Entanpi chuẩn của sự hình thành CO ₂ (g) là −393,5 kJ/mol. Đây là sự thay đổi entanpi đối với phản ứng tỏa nhiệt:

\[\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)} \quad \Delta H_{ f }^{\circ}=\Delta H^{\circ}=-393.5\, \text{kJ} \nonumber \]

bắt đầu với các chất phản ứng ở áp suất 1 atm và 25° C (với cacbon hiện diện dưới dạng than chì, dạng cacbon ổn định nhất trong các điều kiện này) và kết thúc bằng một mol CO ₂, cũng ở 1 atm và 25° C. Đối với nitơ đioxit, NO _{2 (g), là 33,2} kJ/mol. Đây là sự thay đổi entanpi của phản ứng:

\[\ce{ 1/2 N2(g) + O2(g) -> NO2(g)} \quad \Delta H_{ f }^{\circ}=\Delta H^{\circ}=+33.2\, \text{kJ} \nonumber \]

Một phương trình phản ứng với mol \(\ce{N2}\) và 1 mol \(\ce{O2}\) là đúng trong trường hợp này vì entanpi chuẩn của sự hình thành luôn đề cập đến 1 mol sản phẩm,. \(\ce{NO2(g)}\)

Bạn sẽ tìm thấy một bảng các entanpi chuẩn hình thành nhiều chất phổ biến trong Phụ lục G. Các giá trị này chỉ ra rằng các phản ứng hình thành nằm trong khoảng từ tỏa nhiệt cao (chẳng hạn như −2984 kJ/mol đối với sự hình thành) đến thu nhiệt mạnh (chẳng hạn như +226,7 kJ/mol đối với sự hình thành axetylen,\(\ce{P4O10}\)). \(\ce{C2H2}\) Theo định nghĩa, entanpi chuẩn của sự hình thành một nguyên tố ở dạng ổn định nhất của nó bằng 0 trong điều kiện tiêu chuẩn, là 1 atm đối với khí và 1 M đối với dung dịch.

Ví dụ\(\PageIndex{4}\): Đánh giá Entanpi của sự hình thành

Ozone,\(\ce{O3(g)}\), hình thành từ oxy,\(\ce{O2(g)}\), bằng một quá trình thu nhiệt. Bức xạ cực tím là nguồn năng lượng thúc đẩy phản ứng này trong bầu khí quyển phía trên. Giả sử rằng cả chất phản ứng và sản phẩm của phản ứng đều ở trạng thái chuẩn của chúng, hãy xác định entanpi chuẩn của sự hình thành, của ôzôn từ các thông tin sau:

\[\ce{3O2(g) -> 2 O3(g)} \quad \Delta H^{\circ}=+286 \, \text{kJ} \nonumber \]

Giải pháp

\(\Delta H_{ f }^{\circ}\)là sự thay đổi entanpi đối với sự hình thành một mol chất ở trạng thái chuẩn từ các nguyên tố ở trạng thái chuẩn của chúng. Như vậy, vì \(\ce{O3(g)}\) là sự thay đổi entanpi đối với phản ứng:

\[\ce{ 3/2 O2(g) -> O3(g)} \nonumber \]

Đối với sự hình thành 2 mol của\(\ce{O3(g)}\),\(\Delta H^{\circ}=+286\, \text{kJ}\). Tỷ lệ này, có thể được sử dụng như một hệ số chuyển đổi để tìm nhiệt sinh ra khi 1 mol O ₃ (g) được hình thành, là entanpi của sự hình thành cho: \(\ce{O3(g)}\)

\[\Delta H^{\circ} \text { for } 1 \text { mole of } \ce{O3}(g)=1 \cancel{\text{mol}\, \ce{O3}} \times \frac{286\, \text{kJ}}{2\, \text{mol}\, \ce{O3}}=143 \,\text{kJ} \nonumber \]

Do đó,

\[\Delta H_{ f }^{\circ}\left[ O_3(g)\right]=+143\, \text{kJ/mol}. \nonumber \]

Tập thể dục \(\PageIndex{4}\)

Khí hydro,\(\ce{H2}\), phản ứng nổ với clo ở thể khí,\(\ce{Cl2}\), để tạo thành hydro clorua,. \(\ce{HCl(g)}\) Sự thay đổi entanpi đối với phản ứng của 1 mol \(\ce{H2(g)}\) với 1 mol \(\ce{Cl2(g)}\) nếu cả chất phản ứng và sản phẩm đều ở điều kiện trạng thái chuẩn là bao nhiêu? Entanpi chuẩn của sự hình thành \(\ce{HCl(g)}\) là −92,3 kJ/mol.

Câu trả lời: Đối với phản ứng \[\ce{H2(g) + Cl2(g) -> 2 HCl(g)} \quad \Delta H^{\circ}=-184.6\, \text{kJ} \nonumber \]

Ví dụ\(\PageIndex{5}\): Viết phương trình phản ứng cho

Viết nhiệt của phương trình phản ứng tạo thành cho:

\(\ce{C2H5OH(l)}\)
\(\ce{Ca3(PO4)2(s)}\)

Giải pháp

Nhớ rằng phương trình phản ứng là để tạo thành 1 mol hợp chất từ các nguyên tố cấu thành của nó trong điều kiện chuẩn, chúng ta có:

\[\ce{2 C (s, graphite) + 3 H2(g) + 1/2 O2(g) -> C2H5OH (l)} \nonumber \]
\[\ce{3 Ca(s) + 1/2 P4(s) + 4 O2(g) -> Ca3(PO4)2(s)} \nonumber \]

Lưu ý: Trạng thái chuẩn của cacbon là than chì, và phốt pho tồn tại dưới dạng\(\ce{P4}\).

Tập thể dục \(\PageIndex{5}\)

Viết nhiệt của phương trình phản ứng tạo thành cho:

\(\ce{C2H5OC2H5(l)}\)
\(\ce{Na2CO3(s)}\)

Câu trả lời

\[\ce{4 C (s, graphite) + 5 H2(g) + 1/2 O2(g) -> C2H5OC2H5(l)} \nonumber \]
\[\ce{2 Na(s) + C (s, graphite) + 3/2 O2(g) -> Na2CO3(s)} \nonumber \]

Định luật Hess

Có hai cách để xác định lượng nhiệt liên quan đến sự thay đổi hóa học: đo nó bằng thực nghiệm hoặc tính toán nó từ những thay đổi entanpi khác được xác định bằng thực nghiệm. Một số phản ứng rất khó, nếu không muốn nói là không thể, để điều tra và thực hiện các phép đo chính xác cho thực nghiệm. Và ngay cả khi một phản ứng không khó thực hiện hoặc đo lường, vẫn thuận tiện để có thể xác định nhiệt liên quan đến phản ứng mà không cần phải thực hiện thí nghiệm.

Kiểu tính toán này thường liên quan đến việc sử dụng định luật Hess, trong đó nêu rõ: Nếu một quá trình có thể được viết dưới dạng tổng của một số quá trình theo từng bước, thì sự thay đổi entanpi của tổng quá trình bằng tổng thay đổi entanpi của các bước khác nhau. Định luật Hess có giá trị vì entanpi là một hàm trạng thái: Sự thay đổi entanpi chỉ phụ thuộc vào nơi một quá trình hóa học bắt đầu và kết thúc, nhưng không phụ thuộc vào con đường mà nó đi từ đầu đến cuối. Ví dụ, chúng ta có thể nghĩ về phản ứng của carbon với oxy để tạo thành carbon dioxide xảy ra trực tiếp hoặc bằng một quá trình hai bước. Quá trình trực tiếp được viết:

\[\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)} \quad \Delta H^{\circ}=-394 kJ \nonumber \]

Trong quy trình hai bước, carbon monoxide đầu tiên được hình thành:

\[\ce{C(s) + 1/2 O2(g) -> CO (g)} \quad \Delta H^{\circ}=-111 kJ \nonumber \]

Sau đó, carbon monoxide phản ứng thêm để tạo thành carbon dioxide:

\[\ce{CO(g) + 1/2 O2(g) -> CO2(g)} \quad \Delta H^{\circ}=-283 kJ \nonumber \]

Phương trình mô tả phản ứng tổng thể là tổng của hai thay đổi hóa học này:

\ [\ begin {align*}
&\ text {step 1} &\ ce {C (s) + 1/2 O2 (g)} &\ ce {-> CO (g)}\\ [2pt]
&\ text {step 2} &\ ce {CO (g) + 1/2 O2 (g)} &\ ce {-> CO2 (g)}\\ [2pt]
\ hline
& sum {text} &\ ce {C (s) +\ cancel {CO (g)} + O2 (g)} &\ ce {->\ cancel {CO (g)} + CO2 (g)}\ end {align*}
\]

Bởi vì \(\ce{CO(g)}\) sản phẩm được tạo ra ở Bước 1 được tiêu thụ ở Bước 2, thay đổi ròng là:

\[\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)} \nonumber \]

Theo định luật Hess, sự thay đổi entanpi của phản ứng sẽ bằng tổng các thay đổi entanpi của các bước.

\ [
\ begin {align*}
&\ text {step 1} &\ ce {C (s) + 1/2 O2 (g)} &\ ce {->\ cancel {CO (g)}} &\ Delta H^ {\ circ} =-111\,\ text {kJ}\\ [2pt]
&\ text {bước 2} &\ ce {\ cancel {CO (g)} + 1/2 2 (g)} &\ ce {-> CO2 (g)} &\ Delta H^ {\ circ} =-283\,\ text {kJ}\\ [2pt]
\ hline &\ text {sum} &\ ce {C (s) + O2 (g)}
&\ ce {-> CO2 (g)} &\ Delta H^ {\ circ} =-394, văn bản {kJ}\ end {align*}\]

Kết quả được hiển thị trong Hình\(\PageIndex{5}\). Chúng ta thấy rằng Δ H của phản ứng tổng thể là như nhau cho dù nó xảy ra trong một hay hai bước. Phát hiện này (tổng Δ H cho phản ứng = tổng các giá trị Δ H cho các “bước” phản ứng trong phản ứng tổng thể) nói chung là đúng đối với các quá trình hóa học và vật lý.

Một sơ đồ được hiển thị. Một mũi tên dài hướng lên trên bên trái với cụm từ “H đang tăng”. Một đường ngang ở dưới cùng của sơ đồ được hiển thị với công thức “C O chỉ số 2 (g)” bên dưới nó. Một đường ngang ở trên cùng của sơ đồ có các công thức “C (s) + O chỉ số 2 (g)” phía trên nó. Các dòng trên cùng và dưới cùng được nối với nhau bằng một mũi tên hướng xuống với giá trị “Δ H = —394 k J” được viết bên cạnh nó. Bên dưới và bên phải của đường ngang trên cùng là một đường ngang thứ hai với các phương trình “C O (g) + một nửa O chỉ số 2 (g)” phía trên nó. Dòng này và dòng dưới cùng được nối với nhau bằng một mũi tên hướng xuống với giá trị “Δ H = —283 k J” được viết bên cạnh nó. Cùng một dòng và dòng trên cùng được nối với nhau bằng một mũi tên hướng xuống với giá trị “Δ H = —111 k J” được viết bên cạnh nó. Có ba dấu ngoặc ở bên phải của sơ đồ. Giá đỡ đầu tiên chạy từ đường ngang trên cùng đến đường ngang thứ hai. Nó được dán nhãn, “Enthalpy của các chất phản ứng.” Khung thứ hai chạy từ đường ngang thứ hai đến đường ngang dưới cùng. Nó được dán nhãn, “Enthalpy của sản phẩm.” Cả hai dấu ngoặc này đều được bao gồm trong khung thứ ba chạy từ trên xuống dưới cùng của sơ đồ. Nó được dán nhãn, “Sự thay đổi entanpi của phản ứng tỏa nhiệt trong 1 hoặc 2 bước.” — Hình\(\PageIndex{5}\): Sự hình thành \(\ce{CO2(g)}\) từ các nguyên tố của nó có thể được coi là xảy ra theo hai bước, tổng hợp với phản ứng tổng thể, như được mô tả bởi định luật Hess. Các đường ngang màu xanh lam đại diện cho entanpi. Đối với một quá trình tỏa nhiệt, các sản phẩm có entanpi thấp hơn so với các chất phản ứng.

Trước khi chúng ta thực hành thêm bằng cách sử dụng định luật Hess, chúng ta hãy nhớ lại hai tính năng quan trọng của\(ΔH\).

\(ΔH\)tỷ lệ thuận với số lượng chất phản ứng hoặc sản phẩm. Ví dụ, sự thay đổi entanpi đối với phản ứng tạo thành 1 mol NO _{2 (g) là +33,2} kJ:
\[\ce{ 1/2 N2(g) + O2(g) -> NO2(g)} \quad \Delta H=+33.2 \,\text{kJ} \nonumber \]

Khi 2 mol \(\ce{NO2}\) (gấp đôi) được hình thành, Δ H sẽ lớn gấp đôi:

\[\ce{N2(g) + 2 O2(g) -> 2 NO2(g)} \quad \Delta H=+66.4\, \text{kJ} \nonumber \]

Nói chung, nếu chúng ta nhân hoặc chia một phương trình cho một số, thì sự thay đổi entanpi cũng nên được nhân hoặc chia cho cùng một số.
\(ΔH\)đối với phản ứng theo một hướng có độ lớn bằng nhau và ngược dấu \(ΔH\) với phản ứng theo hướng ngược lại. Ví dụ, cho rằng:
\[\ce{H2(g) + Cl2(g) -> 2 HCl(g)} \quad \Delta H=-184.6\, \text{kJ} \nonumber \]

Sau đó, đối với phản ứng “ngược”, sự thay đổi entanpi cũng được “đảo ngược”:

Ví dụ\(\PageIndex{6}\): Tính toán từng bước nhiệt của sự hình thành bằng định luật Hess

Xác định entanpi của sự hình thành, \(\ce{FeCl3(s)}\) từ sự thay đổi entanpi của quá trình hai bước sau đây xảy ra trong điều kiện trạng thái chuẩn:

\[\ce{Fe (s) + Cl2(g) -> FeCl2(s)} \quad \Delta H^{\circ}=-341.8 \, \text{kJ} \nonumber \]

\[\ce{FeCl2(s) + 1/2 Cl2(g) -> FeCl3(s)} \quad \Delta H^{\circ}=-57.7 \,\text{kJ} \nonumber \]

Giải pháp

Chúng tôi đang cố gắng tìm entanpi chuẩn của sự hình thành\(\ce{FeCl3(s)}\), bằng \(ΔH^{\circ}\) với phản ứng:

\[\ce{Fe (s) + 3/2 Cl2(g) -> FeCl3(s)} \quad \Delta H_{ f }^{\circ}=? \nonumber \]

Nhìn vào các phản ứng, chúng ta thấy rằng phản ứng mà chúng ta muốn tìm \(ΔH^{\circ}\) là tổng của hai phản ứng với các \(ΔH\) giá trị đã biết, vì vậy chúng ta phải tính tổng các \(ΔH\) giá trị của chúng:

\ [\ begin {align*}
&\ text {step 1} &\ ce {Fe (s) + Cl2 (g)} &\ ce {->\ cancel {FeCl2 (s)}} &\ Delta H^ {\ circ} &=-341.8\,\ text {kJ}\\ [2pt]
&\ text {bước 2} &\ ce {\ cancel {FeCl2 (s)} + 1/2 Cl2 (g)} &\ ce {-> FeCl3 (s)} &\ Delta H^ {\ circ} &=-57.7\,\ text {kJ}\\ [2pt]\ hline &\ text {sum} &\ ce {Fe (s) + 3/2 Cl2 (g)}
&
\ ce {-> FeCl3 (s)} & Delta {\ circ} &=-399.5\,\ text {kJ}\ end {align*}\]

Entanpi của sự hình thành, của \(\ce{FeCl3(s)}\) là −399,5 \(ΔH_f^{\circ}\) kJ/mol.

Tập thể dục \(\PageIndex{6}\)

Tính toán \(ΔH\) cho quá trình:

\[\ce{N2(g) + 2 O2(g) -> 2 NO2(g)} \nonumber \]

từ các thông tin sau:

\[\ce{N2(g) + O2(g) -> 2 NO(g)} \quad \Delta H=180.5\, \text{kJ} \nonumber \]

\[\ce{NO(g) + 1/2 O2(g) -> NO2(g)} \quad \Delta H=-57.06\, \text{kJ} \nonumber \]

Câu trả lời: 66.4 kJ

Dưới đây là một ví dụ ít đơn giản hơn minh họa quá trình suy nghĩ liên quan đến việc giải quyết nhiều vấn đề về luật của Hess. Nó cho thấy làm thế nào chúng ta có thể tìm thấy nhiều entanpi chuẩn của sự hình thành (và các giá trị khác của\(ΔH\)) nếu chúng khó xác định bằng thực nghiệm.

Ví dụ\(\PageIndex{7}\): Một vấn đề khó khăn hơn khi sử dụng định luật Hess

Clo monoflorua có thể phản ứng với flo để tạo thành clo triflorua:

\[\ce{ClF(g) + F2(g) -> ClF3(g)} \quad \Delta H^{\circ}=? \nonumber \]

Sử dụng các phản ứng ở đây để xác định phản ứng \(ΔH^{o}\) cho (i):

\[\ce{2 OF2(g) -> O2(g) + 2 F2(g)} \quad \Delta H_{(i i)}^{\circ}=-49.4\,\text{kJ} \nonumber \]
\[\ce{2 ClF(g) + O2(g) -> Cl2O(g) + OF2(g)} \quad \Delta H_{(i i i)}^{\circ}=+214.0\,\text{kJ} \nonumber \]
\[\ce{ClF3(g) + O2(g) -> 1/2 Cl2O(g) + 3/2 OF2(g)} \quad \Delta H_{(i n)}^{\circ}=+236.2\,\text{kJ} \nonumber \]

Giải pháp

Mục tiêu của chúng tôi là điều khiển và kết hợp các phản ứng (ii), (iii) và (iv) sao cho chúng cộng lại thành phản ứng (i). Đi từ trái sang phải trong (i), trước tiên chúng ta thấy rằng ClF (g) là cần thiết như một chất phản ứng. Điều này có thể thu được bằng cách nhân phản ứng (iii) có \(\ce{1/2}\) nghĩa là sự \(ΔH^{o}\) thay đổi cũng được nhân với: \(\ce{1/2}\)

\[\ce{ ClF(g) + 1/2 O2(g) -> 1/2 Cl2O(g) + 1/2 OF2(g)} \quad \Delta H^{\circ}=\frac{1}{2}(214.0)=+107.0\,\text{kJ} \nonumber \]

Tiếp theo, chúng ta thấy rằng F ₂ cũng cần thiết như một chất phản ứng. Để có được điều này, phản ứng đảo ngược và giảm một nửa (ii), có nghĩa là những \(ΔH^{o}\) thay đổi ký hiệu và giảm một nửa:

\[\ce{1/2 O2(g) + F2(g) -> OF2(g)} \quad \Delta H^{\circ}=+24.7\,\text{kJ} \nonumber \]

Để có được \(\ce{ClF3}\) như một sản phẩm, đảo ngược (iv), thay đổi dấu hiệu của\(ΔH^{o}\):

\[\ce{1/2 Cl2O(g) + 3/2 OF2(g) -> ClF3(g) + O2(g)} \quad \Delta H^{\circ}=-236.2 kJ \nonumber \]

Bây giờ hãy kiểm tra để đảm bảo rằng những phản ứng này cộng lại với phản ứng mà chúng ta muốn:

\ [\ begin {align*}
&\ text {step 1} &\ ce {ClF (g) +\ bcancel {1/2O2 (g)}} &\ ce {->\ cancel {1/2 Cl2O (g)} +\ cancel {1/2 OF2 (g)}} &\ Delta H^ {\ circ} &=+107.0\,\ text {kJ}\ 2pt [] &\ text {step 2}
&\ ce {\ bcancel {1/2O2 (g)} + F2 (g)} &\ ce {->\ cancel {OF2 (g)}} &\ Delta H^ {\ circ} &=+24.7\,\ text {kJ}\\ [2pt] &\ text {bước 3} &\ ce {\ cancel {1/2 Cl2O g)} +\ cancel {3/2 OF2 (g)}}
&\ ce {-> ClF3 (g) +\ bcancel {O2 (g)}} &\ Delta H^ {\ circ} &=-236.2\,\ text {kJ}\\ [2pt]\ hline

&\ text {sum} &\ ce {ClF (g) + F2 (g)} &\ ce {-> ClF3 (g)} &\ Delta H^ {\ circ} &=-104.5\,\ text {kJ}\ end {align*}\nsố\]

Chất phản ứng \(\ce{1/2 O2}\) và \(\ce{1/2 O2}\) hủy bỏ sản phẩm\(\ce{O2}\); sản phẩm hủy bỏ chất phản ứng và chất \(\ce{1/2 Cl2O}\) phản ứng bị hủy bỏ bởi các \(\ce{1/2 Cl2O}\) sản phẩm và\(\ce{3/2 Cl2O}\). \(\ce{1/2 OF2}\) \(\ce{OF2}\) Điều này chỉ để lại các chất phản ứng \(\ce{ClF(g)}\) \(\ce{F2(g)}\) và sản phẩm\(\ce{ClF3(g)}\), đó là những gì chúng ta muốn. Vì tính tổng ba phản ứng đã sửa đổi này tạo ra phản ứng quan tâm, nên tính tổng ba \(ΔH^{o}\) giá trị đã sửa đổi sẽ cho kết quả mong muốn: \(ΔH^{o}\)

\[\Delta H^{\circ}=(+107.0 kJ )+(24.7 kJ )+(-236.2 kJ )=-104.5\,\text{kJ} \nonumber \]

Tập thể dục \(\PageIndex{7}\)

Nhôm clorua có thể được hình thành từ các nguyên tố của nó:

\[\ce{2 Al(s) + 3 Cl2(g) -> 2 AlCl3(s)} \quad \Delta H^{\circ}=? \nonumber \]

Sử dụng các phản ứng ở đây để xác định phản ứng \(ΔH^{o}\) cho (i):

\[\ce{HCl(g) -> HCl(aq)} \quad \Delta H_{(i i)}^{\circ}=-74.8 \,\text{kJ} \nonumber \]
\[\ce{H2(g) + Cl2(g) -> 2 HCl(g)} \quad \Delta H_{(i i i)}^{\circ}=-185 \,\text{kJ} \nonumber \]
\[\ce{AlCl3(aq) -> AlCl3(s)} \quad \Delta H_{(i v)}^{\circ}=+323 \,\text{kJ} \nonumber \]
\[\ce{2Al(s) + 6 HCl(aq) -> 2AlCl3(aq) +3 H2(g)} \quad \Delta H_{(v)}^{\circ}=-1049 \,\text{kJ} \nonumber \]

Câu trả lời: −1407 kJ

Chúng ta cũng có thể sử dụng định luật Hess để xác định sự thay đổi entanpi của bất kỳ phản ứng nào nếu có sẵn các entanpi tương ứng của sự hình thành các chất phản ứng và sản phẩm. Các phản ứng từng bước mà chúng tôi xem xét là:

sự phân hủy của các chất phản ứng thành các nguyên tố thành phần của chúng (mà sự thay đổi entanpi tỷ lệ thuận với âm của entanpi hình thành các chất phản ứng), tiếp theo là
sự kết hợp lại của các nguyên tố để tạo ra các sản phẩm (với sự thay đổi entanpi tỷ lệ thuận với entanpi tạo thành sản phẩm).

Do đó, sự thay đổi entanpi chuẩn của phản ứng tổng thể bằng: (ii) tổng các entanpi chuẩn tạo thành tất cả các sản phẩm cộng với (i) tổng các âm của entanpi chuẩn tạo thành các chất phản ứng. Điều này thường được sắp xếp lại một chút để được viết như sau, với ∑ đại diện cho “tổng của” và n là viết tắt cho các hệ số phân tích:

\[\Delta H_{\text {reaction }}^{\circ}=\sum n \times \Delta H_{ f }^{\circ}(\text { products })-\sum n \times \Delta H_{ f }^{\circ}(\text { reactants }) \nonumber \]

Ví dụ sau đây cho thấy chi tiết lý do tại sao phương trình này hợp lệ và cách sử dụng nó để tính toán sự thay đổi entanpi cho một phản ứng quan tâm.

Ví dụ\(\PageIndex{8}\): Sử dụng định luật Hess

Sự thay đổi entanpi chuẩn cho phản ứng là gì:

\[\ce{3 NO2(g) + H2O(l) -> 2 HNO3(aq) + NO(g)} \quad \Delta H^{\circ}=? \nonumber \]

Giải pháp: Sử dụng phương trình

Sử dụng dạng đặc biệt của định luật Hess đã đưa ra trước đó và các giá trị từ Phụ lục G:

\ [\ begin {aligned}
\ Delta H_ {\ text {reaction}} ^ {\ circ} &=\ sum n\ times\ Delta H_ {f} ^ {\ circ} (\ text {products}) -\ sum n\ times\ Delta H_ {f} ^ {\ circ} (\ text {phản ứng})\\ [4pt]
\\\ left [2, hủy {\ text {mol}\,\ ce {HNO3 (aq)}}\ times\ dfrac {-207.4\,\ text {kJ}} {1\,\ cancel {\ text {mol}\,\ ce {HNO3 (aq)}}} + 1\,\ cancel {\ text {mol}\,\ ce {NO (g)}} lần c {+90.2\,\ text {kJ}} {1\,\ cancel {\ text {mol}\,\ ce {NO (g)}}}\ right]\\ [4pt]
&\ quad\ quad -\ left [3\,\ cancel {\ text {mol}\,\ ce {NO2 (g)}}\ times\ frac {+33.2, \ text {kJ}} {1\,\ cancel {\ text {mol}\,\ ce {NO2 (g)}}} + 1\,\ cancel {\ text {mol}\,\ ce {H2O (l)}}\ times\ frac {-285.8\,\ text {kJ}} {1\,\ cancel {\ text {mol}\, {ce\ 2O (l)}}}\ right]\\ [4pt]
& = [2\ times (-206,64) +90.25] - [3\ times 33.2+- (-285.83)]\\ [4pt] & =-323.03 + 186.23\\ [4pt]
& =-136.80\,\ text {kJ}\ [4pt] {aligned}\nsố\]

Giải pháp: Hỗ trợ tại sao phương trình tổng quát là hợp lệ

Ngoài ra, chúng ta có thể viết phản ứng này dưới dạng tổng của sự phân hủy \(\ce{3NO2(g)}\) và \(H2O(l)\) thành các yếu tố cấu thành của chúng, và sự hình thành \(\ce{2HNO3(aq)}\) và \(\ce{1NO(g)}\) từ các yếu tố cấu thành của chúng. Viết ra những phản ứng này và lưu ý mối quan hệ của chúng với các \(\Delta H^{\circ}\) giá trị của các hợp chất này (từ Phụ lục G), chúng ta có:

\ [\ begin {align*}\ ce {3 NO2 (g)} &\ ce {-> 3/2 N2 (g) + 3 O2 (g)} &\ Delta H_1^ {\ circ} &=-99.6\,\ text {kJ}\\ [4pt]\ ce {H2O (l)} &
\ ce {-> H2 (g) + 1/2 (O2) g)} &\ Delta H_2^ {\ circ} &=+285,8\,\ text {kJ}\ left [-1\ times\ Delta H_ {f} ^ {\ circ}\ left (\ ce {H2O}\ right)\\ [4pt]\ ce {H2 (g) + N2 (g) + 3\ O2 (g)} & ce {-> 2 HNO3 (aq)} &\ Delta H_3^ {
\ circ} &=-414.8\,\ text {kJ}\ left [2\ times\ Delta H_ {f} ^ {\ circ}\ left (\ ce {HNO} _3\ right)\ right]\\ [4pt]\ ce {1/2N2 (g) + 1/2 O2 (g) + 1/2 O2 g)} &\ ce {-> KHÔNG (g)} &\ Delta H
_4^ {\ circ} &=+90.2\,\ text {kJ}\ left [1\ times\ Delta H_ {f} ^ {\ circ} (\ ce {NO})\ right]\ end {align*}\nsố\]

Tính tổng các phương trình phản ứng này cho phản ứng mà chúng ta quan tâm:

\[\ce{3 NO2(g) + H2O(l) -> 2 HNO3(aq) + NO(g)} \nonumber \]

Tính tổng các thay đổi entanpi của chúng cho giá trị mà chúng tôi muốn xác định:

\ [\ begin {align*}\ Delta H_ {rxn} ^ {\ circ} &=\ Delta H_1^ {\ circ} +\ Delta H_2^ {\ circ} +\ Delta H_3^ {\ circ} +\ Delta H_4^ {\ circ}\
\[4pt] &=(-99.6 \,\text{kJ} )+(+285.8 \,\text{kJ} )+(-414.8 \,\text{kJ}) +(+90.2 \,\text{kJ}) \\[4pt] &=-138.4\,\text{kJ}\end{align*} \]

Vì vậy, sự thay đổi entanpi chuẩn cho phản ứng này là \(\Delta H^{\circ}\) = −138,4 kJ.

Lưu ý rằng kết quả này thu được bằng cách:

nhân mỗi sản phẩm với hệ số phân tích của nó và tính tổng các giá trị đó,
nhân của mỗi chất phản ứng với hệ số phân tích của nó và tính tổng các giá trị đó, và sau đó
trừ kết quả tìm thấy ở (2) khỏi kết quả tìm thấy trong (1).

Đây cũng là thủ tục trong việc sử dụng phương trình tổng quát, như được hiển thị.

Tập thể dục \(\PageIndex{8}\)

Tính nhiệt đốt cháy 1 mol etanol\(\ce{C2H5OH(l)}\), khi nào \(\ce{H2O(l)}\) và \(\ce{CO2(g)}\) được hình thành. Sử dụng các entanpi hình thành sau:\(\ce{C2H5OH(l)}\), −278 kJ/mol;, −286 kJ/mol; và\(\ce{H2O(l)}\), −394 kJ/mol. \(\ce{CO2(g)}\)

Câu trả lời: −1368 kJ/mol

Chú thích cuối trang

3 Để biết thêm về nhiên liệu tảo, hãy xem http://www.theguardian.com/environme...n-fuel-problem.