AP Chemistry

biến thiên enthalpy

enthalpy change

Còn gọi: ΔH · delta H · biến thiên nhiệt phản ứng · độ biến thiên enthalpy · sự thay đổi enthalpy

Biến thiên enthalpy là đại lượng đo nhiệt lượng trao đổi giữa hệ và môi trường khi phản ứng xảy ra ở áp suất không đổi.

Trong nhiệt động lực học, mỗi hệ hóa học đều mang một nhiệt hàm (enthalpy, kí hiệu $H$ ) xác định tại trạng thái cân bằng. Khi phản ứng xảy ra, hệ chuyển từ trạng thái chất đầu sang trạng thái sản phẩm, và hiệu số giữa nhiệt hàm cuối với nhiệt hàm đầu được gọi là biến thiên nhiệt hàm. Công thức xác định đại lượng này là:

$\Delta H = H_{\text{products}} - H_{\text{reactants}}$

Theo công thức trên, nếu nhiệt hàm sản phẩm nhỏ hơn nhiệt hàm chất đầu thì hệ đã giải phóng năng lượng ra môi trường, còn nếu nhiệt hàm sản phẩm lớn hơn thì hệ đã hấp thụ năng lượng từ bên ngoài. Trong điều kiện áp suất không đổi — điều kiện phổ biến của hầu hết phản ứng trong phòng thí nghiệm — biến thiên nhiệt hàm trùng với nhiệt lượng ( $q_p$ ) mà hệ trao đổi với môi trường. Do đó, việc đo nhiệt lượng bằng nhiệt lượng kế (calorimeter) chính là cách thực nghiệm để xác định $\Delta H$ . Nếu $\Delta H < 0$ , phản ứng tỏa nhiệt, nghĩa là năng lượng thoát ra dưới dạng nhiệt làm nóng môi trường xung quanh; còn nếu $\Delta H > 0$ , phản ứng thu nhiệt và hệ phải lấy nhiệt từ môi trường để duy trì quá trình.

Một tính chất quan trọng của biến thiên nhiệt hàm là nó thuộc nhóm hàm trạng thái (state function), tức chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái cuối mà không phụ thuộc vào con đường phản ứng diễn ra. Nhờ đó, định luật Hess cho phép ta tính $\Delta H$ của một phản ứng bất kì bằng tổng đại số các biến thiên nhiệt hàm của những phản ứng trung gian. Trong thực hành, giá trị này thường được tính từ nhiệt hàm tạo thành chuẩn hoặc ước lượng bằng nhiệt hàm liên kết, với đơn vị đi kèm là kJ/mol.

Ký hiệu

\Delta H

q_p

H_{\text{products}}

H_{\text{reactants}}

Đơn vịkJ/mol

Trực giác: Hãy tưởng tượng enthalpy như mực nước trong bể: biến thiên enthalpy chính là chênh lệch mực nước giữa lúc đầu và lúc cuối, bất kể ta đã xả hay mở vòi bằng cách nào.

Công thức

\Delta H = q_p

Dùng khi phản ứng xảy ra ở áp suất không đổi — khi đó biến thiên enthalpy bằng nhiệt trao đổi với môi trường.

Trong đó

\Delta H

biến thiên enthalpy của hệ — kJ

q_p

nhiệt trao đổi ở áp suất không đổi — kJ

\Delta H^\circ_{\text{rxn}} = \htmlClass{fp-2}{\sum \htmlClass{fp-0}{n \Delta H_f^\circ(\text{products})} - \sum \htmlClass{fp-1}{m \Delta H_f^\circ(\text{reactants})}}

Dùng để tính biến thiên enthalpy chuẩn của phản ứng từ bảng enthalpy tạo thành chuẩn, dựa trên hệ quả của định luật Hess.

Khái niệm này sinh ra từ đâu

1909Heike Kamerlingh OnnesAlfred W. PorterJosiah Willard GibbsRudolf ClausiusBenoît Paul Émile Clapeyron

Thử nghiệm tương tác

Xem thanh nào nằm cao hơn — dấu của ΔH hiện ra ngay

Hay hiểu sai

Phá vỡ liên kết luôn thu nhiệt, không bao giờ tỏa nhiệt.

Biến thiên enthalpy âm không có nghĩa phản ứng tự diễn biến.

Nhiệt tạo thành của đơn chất ở trạng thái chuẩn bằng không, đừng tra bảng tìm nó.

Nhiệt đo được trong nhiệt lượng kế trái dấu với biến thiên enthalpy của phản ứng.

Ví dụ có lời giải

1Ví dụ 1/2

Một học sinh cho bạc kim loại phản ứng với dung dịch acid nitric loãng theo phương trình: 3 Ag(s) + 4

\text{HNO}_{3}(\text{aq})

→ 3

\text{AgNO}_{3}(\text{aq})

+ NO(g) + 2

\text{H}_{2}\text{O}(l)

. Bảng dữ liệu ở điều kiện chuẩn 298 K cho biết

\Delta H^\circ_f

(kJ/mol) của Ag(s) là 0, của

\text{HNO}_{3}(\text{aq})

là −205,0, của

\text{AgNO}_{3}(\text{aq})

là −99,4, của NO(g) là +90,3 và của

\text{H}_{2}\text{O}(l)

là −285,8. Ngoài ra, biến thiên entropy chuẩn của phản ứng đã được xác định là

\Delta S^\circ = +295

J/(K·mol phản ứng).

aDự đoán dấu của $\Delta S^\circ$ và giải thích dựa trên phương trình phản ứng.
bTính $\Delta H^\circ_{rxn}$ của phản ứng và cho biết phản ứng thu nhiệt hay tỏa nhiệt.
cKhi phản ứng xảy ra trong cốc hở, nhiệt độ của dung dịch tăng hay giảm? Giải thích.

Bạn nắm chắc chưa?

Quiz câu thật từ ngân hàng đề

Vài câu thật gắn đúng khái niệm này, chấm ngay kèm giải thích từng đáp án — hệ thống ghi nhớ bạn nắm tới đâu.

Tạo tài khoản miễn phí

Học tiếp từ đây

Bài học chứa thuật ngữ nàyNhiệt động lực học · bài “Giới thiệu enthalpy phản ứng” — khoá AP Chemistry

Dẫn tớiphép đo nhiệt lượng (sắp có)

Hay nhầm với

Thuật ngữKhác nhau ở đâuHay nhầm khi

biến thiên entropyentropy change

Khác nhau ở đâuBiến thiên enthalpy cho biết phản ứng tỏa hay thu nhiệt. Biến thiên entropy cho biết mức độ hỗn loạn của hệ tăng hay giảm.

Hay nhầm khikhi đề hỏi phản ứng có tự diễn biến được không và học sinh chỉ nhìn vào dấu của một đại lượng mà bỏ qua đại lượng kia

Nguồn tham khảo

[1]Chemistry The Central Science in SI Units 15th Expanded Global Edition. tr. 14, 25, 234.

Vì sao mang đúng cái tên này? Tên gọi bắt nguồn từ tiếng Hy Lạp: tiền tố "en" nghĩa là "ở trong" ghép với θάλπος (thalpos) nghĩa là "hơi ấm, nhiệt", nên chữ này hiểu nôm na là "nhiệt chứa bên trong". Cách đặt tên ấy nằm trong cả một mạch truyền thống của ngành nhiệt động lực học, nơi mỗi đại lượng lớn đều mượn một gốc Hy Lạp: "energy" lấy từ ἔργον (ergon, "công") do Thomas Young đưa vào năm 1802, còn "entropy" lấy từ τροπή (tropē, "sự biến đổi") do Clausius đặt năm 1865. Tuy nhiên, phần "nhiệt chứa bên trong" của cái tên phản ánh quan niệm cũ về nhiệt lượng chứa trong vật (heat content), một quan niệm nay đã lỗi thời: chỉ khi áp suất không đổi thì biến thiên của đại lượng này mới đúng bằng nhiệt trao đổi, tức $\Delta H = q_p$ , còn trong trường hợp tổng quát khi áp suất thay đổi thì không. Chính vì thấy tên gọi dễ gây hiểu lầm mà Gibbs chọn cách diễn đạt dài dòng nhưng chính xác là "hàm nhiệt ở áp suất không đổi", và đó cũng là lý do đề thi luôn nhấn mạnh điều kiện áp suất không đổi mỗi khi nói tới đại lượng này. Cái tên chỉ thật sự phổ biến từ thập niên 1920, khi Alfred W. Porter cổ vũ dùng thuật ngữ này cùng ký hiệu $H$ vào năm 1922 và khi bộ bảng cùng giản đồ hơi nước Mollier ra đời năm 1927 đưa nó vào tay giới kỹ sư.

1Bước 1: Xét sự thay đổi trạng thái vật chất ở hai vế. Vế trái không có chất khí nào, còn vế phải xuất hiện 1 mol NO(g); đồng thời bạc từ dạng rắn có mạng tinh thể trật tự chuyển thành các ion

\text{Ag}^{+}

chuyển động tự do trong dung dịch. Vì chất khí có entropy mol lớn hơn hẳn chất rắn và chất lỏng, số cách sắp xếp vi mô của hệ tăng lên rõ rệt. Do đó

\Delta S^\circ > 0

2Bước 2: Với biến thiên enthalpy chuẩn, ta dùng công thức tổng quát dựa trên enthalpy tạo thành chuẩn (standard enthalpy of formation):

\Delta H^\circ_{rxn}=\sum n\,\Delta H^\circ_f(\text{products})-\sum n\,\Delta H^\circ_f(\text{reactants})

Công thức này nói rằng ta lấy tổng enthalpy tạo thành của các sản phẩm, mỗi chất nhân với hệ số cân bằng của nó, rồi trừ đi tổng tương ứng của các chất phản ứng.

3Bước 3: Tính tổng cho vế sản phẩm:

3(-99{,}4)+1(+90{,}3)+2(-285{,}8) = -298{,}2+90{,}3-571{,}6 = -779{,}5

kJ. Lưu ý phải nhân đúng hệ số 3 cho

\text{AgNO}_{3}

và hệ số 2 cho nước, vì phương trình đã cân bằng quyết định số mol mỗi chất.

4Bước 4: Tính tổng cho vế chất phản ứng:

3(0)+4(-205{,}0) = -820{,}0

kJ. Bạc kim loại là đơn chất ở trạng thái bền nhất nên enthalpy tạo thành bằng 0, phần đóng góp duy nhất đến từ 4 mol

\text{HNO}_{3}(\text{aq})

5Bước 5: Lấy hiệu hai tổng:

\Delta H^\circ_{rxn} = -779{,}5-(-820{,}0) = +40{,}5

kJ/mol phản ứng. Giá trị dương cho biết hệ hấp thụ năng lượng từ môi trường, tức phản ứng thu nhiệt (endothermic).

6Bước 6: Vì hệ hấp thụ nhiệt, phần nhiệt đó được lấy từ chính dung dịch bao quanh, nên nhiệt độ của dung dịch giảm xuống. Đây là điểm nhiều thí sinh nhầm: dấu của biến thiên enthalpy được quy chiếu theo hệ chứ không theo môi trường, nên

\Delta H > 0

luôn ứng với môi trường lạnh đi.

7Bước 7: Cuối cùng, đổi entropy sang kJ rồi thay vào

\Delta G^\circ = \Delta H^\circ - T\Delta S^\circ

\Delta G^\circ = 40{,}5 - (298)(0{,}295) = 40{,}5 - 87{,}9 = -47{,}4\ \text{kJ}

Kết quả âm chứng tỏ phản ứng tự diễn biến ở 298 K, dù nó thu nhiệt; động lực ở đây là entropy tăng mạnh chứ không phải năng lượng giải phóng.

2Ví dụ 2/2

Ammonia được tổng hợp công nghiệp theo phương trình

\text{N}_{2}(g) + 3\ \text{H}_{2}(g) \rightarrow 2\ \text{NH}_{3}(g)

. Cho bảng năng lượng liên kết (bond enthalpy) trung bình: N≡N là 941 kJ/mol, H–H là 436 kJ/mol và N–H là 391 kJ/mol.

aƯớc lượng $\Delta H^\circ_{rxn}$ của phản ứng từ dữ liệu năng lượng liên kết.
bGiải thích dấu của $\Delta H^\circ_{rxn}$ theo quá trình phá vỡ và hình thành liên kết.
cTính nhiệt lượng trao đổi khi tạo thành 3,40 g $\text{NH}_{3}$ .

1Bước 1: Nguyên tắc của phương pháp này là mọi liên kết ở vế trái bị phá vỡ hoàn toàn, sau đó các nguyên tử tự do ghép lại thành liên kết mới ở vế phải:

\Delta H^\circ_{rxn}\approx\sum D_{\text{broken}}-\sum D_{\text{formed}}

Trong đó

D

là năng lượng liên kết, luôn dương vì phá vỡ liên kết luôn cần cấp năng lượng còn tạo liên kết luôn giải phóng năng lượng.

2Bước 2: Đếm liên kết bị phá vỡ: 1 liên kết ba N≡N và 3 liên kết H–H. Tổng năng lượng cần cấp là

941 + 3(436) = 941 + 1308 = 2249

kJ.

3Bước 3: Đếm liên kết được tạo ra: mỗi phân tử

\text{NH}_{3}

có 3 liên kết N–H, mà có 2 phân tử nên tổng cộng 6 liên kết. Năng lượng giải phóng là

6(391) = 2346

kJ.

4Bước 4: Thay vào công thức:

\Delta H^\circ_{rxn} \approx 2249 - 2346 = -97

kJ/mol phản ứng. Giá trị này khá sát giá trị thực nghiệm khoảng −92 kJ, sai lệch nhỏ là do năng lượng liên kết trong bảng chỉ là giá trị trung bình lấy trên nhiều phân tử khác nhau.

5Bước 5: Về ý nghĩa của dấu: các liên kết N–H mới hình thành bền hơn tổng thể so với các liên kết N≡N và H–H bị phá vỡ, nên năng lượng thoát ra khi tạo liên kết lớn hơn năng lượng phải nạp vào để cắt liên kết. Phần dư đó truyền sang môi trường, vì vậy

\Delta H^\circ_{rxn}

mang dấu âm và phản ứng tỏa nhiệt (exothermic). Ngược lại, nếu liên kết ở sản phẩm yếu hơn thì biến thiên enthalpy sẽ dương.

6Bước 6: Đổi khối lượng ra số mol với

M(\text{NH}_{3}) = 17{,}03

g/mol:

n = 3{,}40/17{,}03 = 0{,}200

mol. Hệ số cân bằng cho biết mỗi 2 mol

\text{NH}_{3}

ứng với 1 mol phản ứng, nên

0{,}200

mol

\text{NH}_{3}

ứng với

0{,}100

mol phản ứng.

7Bước 7: Nhân theo tỉ lệ:

q = (0{,}100)(-97) = -9{,}7

kJ. Dấu âm khẳng định hệ nhường

9{,}7

kJ nhiệt cho môi trường trong quá trình tạo ra lượng ammonia này.

Ước lượng từ năng lượng liên kết cho $\Delta H^\circ_{rxn} \approx -97$ kJ/mol phản ứng; dấu âm phản ánh việc sáu liên kết N–H tạo thành giải phóng nhiều năng lượng hơn lượng cần thiết để cắt một liên kết N≡N và ba liên kết H–H. Do đó, khi tổng hợp 3,40 g ammonia, hệ tỏa ra khoảng 9,7 kJ nhiệt ra môi trường.