Đang tải bài học…

AP Chemistry

phản ứng tỏa nhiệt

exothermic reaction

Còn gọi: tỏa nhiệt · ΔH âm · quá trình tỏa nhiệt · exothermic process · exothermic

Phản ứng tỏa nhiệt là quá trình hóa học giải phóng năng lượng dưới dạng nhiệt ra môi trường xung quanh, khiến nhiệt độ môi trường tăng lên.

Trong nhiệt động lực học, mỗi phản ứng hóa học đều trao đổi năng lượng với môi trường theo một chiều nhất định. Khi hệ thống giải phóng nhiệt ra bên ngoài, quá trình đó được gọi là phản ứng tỏa nhiệt (exothermic reaction). Vì vậy, dấu hiệu đặc trưng của loại phản ứng này là biến thiên enthalpy (enthalpy change) mang giá trị ΔH âm, bởi vì năng lượng của hệ giảm đi trong khi môi trường xung quanh nhận thêm nhiệt.

Cơ chế của hiện tượng này bắt nguồn từ sự chênh lệch năng lượng liên kết (bond energy) giữa chất phản ứng và sản phẩm. Khi các liên kết cũ bị phá vỡ, hệ cần hấp thụ năng lượng; ngược lại, khi liên kết mới hình thành, hệ giải phóng năng lượng. Do đó, nếu tổng năng lượng tỏa ra khi tạo liên kết mới lớn hơn năng lượng cần để phá vỡ liên kết cũ, phần dư sẽ thoát ra ngoài dưới dạng nhiệt. Nhờ vậy, nhiệt độ của môi trường xung quanh tăng lên, và ta cảm nhận được sức nóng từ phản ứng.

Một ví dụ điển hình là quá trình đốt cháy khí hydro trong oxi để tạo thành hơi nước. Phương trình nhiệt hóa học của phản ứng này được viết kèm giá trị ΔH âm, cho biết cứ hai mol hydro phản ứng thì hệ mất đi 483,6 kJ nhiệt lượng. Từ đó, ta có thể dự đoán rằng bất kỳ phản ứng nào có ΔH < 0 đều thuộc nhóm tỏa nhiệt, và năng lượng giải phóng có thể được đo bằng nhiệt lượng kế (calorimeter) trong điều kiện áp suất không đổi.

Ký hiệuΔH < 0

Đơn vịkJ/mol

Trực giác: Giống như một ngọn lửa trại, khi gỗ cháy, năng lượng tích trữ trong các liên kết hóa học được giải phóng ra không khí dưới dạng hơi ấm mà bạn cảm nhận được trên da.

Công thức

\htmlClass{fp-0}{\Delta H} \htmlClass{fp-1}{< 0}

Điều kiện nhận biết một phản ứng là tỏa nhiệt ở áp suất không đổi.

Trong đó

\Delta H

Biến thiên enthalpy của phản ứng — kJ

\htmlClass{fp-0}{\Delta H} = \htmlClass{fp-1}{H_{\text{products}}} - \htmlClass{fp-2}{H_{\text{reactants}}}

Công thức tính biến thiên enthalpy dựa trên enthalpy của sản phẩm và phản ứng; nếu kết quả âm thì phản ứng tỏa nhiệt.

Trong đó

\Delta H

Biến thiên enthalpy của phản ứng — kJ

Khái niệm này sinh ra từ đâu

1869 (dạng tiếng Pháp exothermique); 1874 trong tiếng AnhMarcellin Berthelot

Thuật ngữ "exothermic" do nhà hóa học người Pháp Marcellin Berthelot đặt ra ở thế kỷ 19, dùng để gọi những quá trình giải phóng năng lượng ra môi trường xung quanh; dạng tiếng Pháp exothermique xuất hiện năm 1869 và dạng tiếng Anh đi vào hóa học năm 1874.

Vào thế kỷ 19, khi nhiệt động lực học (thermodynamics) dần trở thành ngôn ngữ chung của hóa học, các nhà nghiên cứu cần một cặp từ gọn để phân biệt hai kiểu quá trình đối lập nhau: kiểu tỏa năng lượng ra bên ngoài và kiểu hút năng lượng vào. Marcellin Berthelot đã đặt ra từ exothermique cho vế thứ nhất, và từ này được ghi nhận trong tiếng Pháp từ năm 1869. Chỉ ít năm sau, tiếng Anh mượn lại thành "exothermic" (1874) với nghĩa "liên quan đến sự giải phóng nhiệt". Nhờ đó, hóa học có một cặp thuật ngữ đối xứng để mô tả chiều đi của năng lượng trong mọi biến đổi.

Thử nghiệm tương tác

Bấm lần lượt vào đỉnh rào và vào hai đầu — chỉ hai đầu mới quyết định dấu của ΔH

Hay hiểu sai

Tỏa nhiệt không đồng nghĩa với phản ứng tự diễn biến.

Phá vỡ liên kết không giải phóng năng lượng.

Nhiệt độ dung dịch tăng nhưng $\Delta H$ của phản ứng vẫn âm.

Tỏa nhiệt không có nghĩa là phản ứng xảy ra nhanh.

Ví dụ có lời giải

1Ví dụ 1/2

Phản ứng đốt cháy khí methane được biểu diễn bằng phương trình sau, kèm các giá trị chuẩn đo ở 298 K:

\text{CH}_4(g) + 2\,\text{O}_2(g) \rightleftarrows \text{CO}_2(g) + 2\,\text{H}_2\text{O}(g)

\Delta H^\circ_{rxn} = -803\ \text{kJ/mol}_{rxn}

và

\Delta S^\circ_{rxn} = -5\ \text{J/(mol}_{rxn}\cdot\text{K)}

. Cho

M(\text{CH}_4) = 16{,}04\ \text{g/mol}

aDựa vào dấu của $\Delta H^\circ_{rxn}$ , hãy cho biết phản ứng tỏa nhiệt hay thu nhiệt, và giải thích theo năng lượng liên kết điều gì làm cho dấu đó xuất hiện.
bTính nhiệt lượng tỏa ra khi đốt cháy hoàn toàn 8,00 g $\text{CH}_4$ trong lượng dư $\text{O}_2$ ở áp suất không đổi.
cTính $\Delta G^\circ_{rxn}$ ở 298 K và cho biết phản ứng có thuận lợi về mặt nhiệt động hay không. Giải thích vì sao $\Delta S^\circ$ âm nhưng kết luận vẫn không đổi.

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 “Quá trình thu nhiệt và tỏa nhiệt” — khoá AP Chemistry

Dẫn tớinguyên lý Le Châteliergiản đồ tiến trình phản ứng

Hay nhầm với

Thuật ngữKhác nhau ở đâuHay nhầm khi

phản ứng thu nhiệt (endothermic reaction)endothermic reaction

Khác nhau ở đâuPhản ứng tỏa nhiệt giải phóng nhiệt ra môi trường và có ΔH âm. Phản ứng thu nhiệt hấp thụ nhiệt từ môi trường và có ΔH dương.

Hay nhầm khiKhi đề bài cho giản đồ năng lượng hoặc hỏi dấu của ΔH.

Nguồn tham khảo

[1]Chemistry The Central Science in SI Units 15th Expanded Global Edition. tr. 229, 234, 237.

H_{\text{products}}

Tổng enthalpy của các sản phẩm — kJ

H_{\text{reactants}}

Tổng enthalpy của các chất tham gia — kJ

Vì sao mang đúng cái tên này? Tên gọi được ghép từ hai thành tố Hy Lạp: tiền tố exo- nghĩa là "ra ngoài" và thermē / thermikós liên quan đến "nhiệt". Vì vậy, nghĩa đen của từ là "nhiệt đi ra ngoài", mô tả đúng hướng năng lượng truyền từ hệ ra môi trường xung quanh (surroundings). Cách đặt tên này giải thích luôn vì sao từ trái nghĩa lại có dạng gần giống: phản ứng thu nhiệt (endothermic reaction) dùng tiền tố endo- nghĩa là "vào trong", tức nhiệt bị hút vào hệ. Chỉ cần nhớ hai tiền tố, người học sẽ không còn lẫn hai khái niệm này trong đề thi.

Bấm lần lượt vào đỉnh rào và vào hai đầu — chỉ hai đầu mới quyết định dấu của ΔH

Kéo tham số, thấy khái niệm chuyển động — mở khoá bằng tài khoản 0đ.

Tạo tài khoản miễn phí

Mẹo phòng thi

Khi tính $\Delta G°$ , đổi $\Delta S$ từ J sang kJ trước khi thay số.

Câu hỏi "explain" đòi lập luận theo dấu của từng số hạng, không chỉ đòi con số.

Trong bài nhiệt lượng kế, luôn chia nhiệt lượng cho số mol chất giới hạn.

Tần suất trong đề AP ChemistryThường xuyên

Bước 1: Đọc dấu của biến thiên enthalpy trước. Vì

\Delta H^\circ_{rxn} = -803\ \text{kJ/mol}_{rxn} < 0

, hệ nhường nhiệt cho môi trường xung quanh, nên đây là phản ứng tỏa nhiệt. Về mặt liên kết, muốn phản ứng xảy ra thì các liên kết C–H trong

\text{CH}_4

và liên kết O=O trong

\text{O}_2

phải bị phá vỡ, quá trình này hấp thụ năng lượng; ngược lại, khi hình thành các liên kết C=O trong

\text{CO}_2

và O–H trong

\text{H}_2\text{O}

thì năng lượng được giải phóng. Do năng lượng giải phóng khi tạo liên kết mới lớn hơn năng lượng cần để bẻ gãy liên kết cũ, phần chênh lệch thoát ra dưới dạng nhiệt và làm

\Delta H^\circ

mang dấu âm.

2Bước 2: Đổi khối lượng methane sang số mol:

n = \dfrac{8{,}00}{16{,}04} = 0{,}4988\ \text{mol}

. Vì hệ số của

\text{CH}_4

trong phương trình bằng 1, số mol phản ứng cũng chính là

0{,}4988\ \text{mol}_{rxn}

3Bước 3: Nhân số mol phản ứng với độ lớn của enthalpy:

q = n \cdot |\Delta H^\circ_{rxn}| = 0{,}4988 \times 803 = 4{,}01 \times 10^{2}\ \text{kJ}

. Vậy khoảng 401 kJ nhiệt được tỏa ra môi trường; nếu ghi theo quy ước dấu của hệ thì

q_{sys} = -401\ \text{kJ}

, dấu âm cho biết hệ mất năng lượng.

4Bước 4: Áp dụng

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

, nhớ đổi entropy từ J sang kJ:

\Delta S^\circ = -5 \times 10^{-3}\ \text{kJ/(mol}_{rxn}\cdot\text{K)}

. Thay số:

\Delta G^\circ = -803 - (298)(-5 \times 10^{-3}) = -803 + 1{,}49 = -801{,}5\ \text{kJ/mol}_{rxn}

. Giá trị âm cho biết phản ứng thuận lợi về nhiệt động (thermodynamically favorable) ở 298 K.

5Bước 5: Giải thích vai trò của entropy. Số mol khí giảm nhẹ và trật tự của hệ tăng chút ít nên

\Delta S^\circ

âm, tức số hạng

-T\Delta S^\circ

đóng góp dương và làm phản ứng kém thuận lợi hơn. Tuy nhiên đóng góp đó chỉ là

+1{,}49

kJ, quá nhỏ so với

-803

kJ của phần enthalpy, nên dấu của

\Delta G^\circ

hoàn toàn do tính tỏa nhiệt quyết định. Phải đến nhiệt độ

T = \dfrac{\Delta H^\circ}{\Delta S^\circ} = \dfrac{-803}{-5 \times 10^{-3}} \approx 1{,}6 \times 10^{5}\ \text{K}

thì

\Delta G^\circ

mới đổi dấu, một điều kiện không có ý nghĩa thực tế.

Phản ứng đốt cháy methane là phản ứng tỏa nhiệt vì $\Delta H^\circ_{rxn} = -803\ \text{kJ/mol}_{rxn} < 0$ : năng lượng giải phóng khi tạo các liên kết C=O và O–H lớn hơn năng lượng tiêu tốn để phá các liên kết C–H và O=O. Đốt hoàn toàn 8,00 g $\text{CH}_4$ (0,4988 mol) tỏa ra khoảng $4{,}01 \times 10^{2}$ kJ. Ở 298 K, $\Delta G^\circ_{rxn} = -801{,}5\ \text{kJ/mol}_{rxn}$ , nên phản ứng thuận lợi về mặt nhiệt động; entropy giảm nhẹ chỉ làm giá trị này bớt âm đi 1,49 kJ chứ không đủ để đảo dấu.

2Ví dụ 2/2

Một học sinh cho 0,243 g bột

\text{Mg}(s)

vào 100,0 mL dung dịch

\text{HCl}

1,00 M đựng trong nhiệt lượng kế cốc xốp (coffee-cup calorimeter) đặt ở áp suất khí quyển. Phản ứng xảy ra theo phương trình

\text{Mg}(s) + 2\,\text{HCl}(aq) \rightarrow \text{MgCl}_2(aq) + \text{H}_2(g)

. Nhiệt độ dung dịch tăng từ 25,0 °C lên 36,2 °C. Giả thiết khối lượng dung dịch là 100,0 g, nhiệt dung riêng của dung dịch là

4{,}18\ \text{J/(g}\cdot^\circ\text{C)}

và nhiệt lượng kế không hấp thụ nhiệt. Cho

M(\text{Mg}) = 24{,}30\ \text{g/mol}

aChứng minh $\text{Mg}$ là chất phản ứng hết trước.
bTính nhiệt lượng dung dịch nhận được và tính $\Delta H$ của phản ứng theo mỗi mol $\text{Mg}$ , kèm dấu thích hợp.
cNếu trên thực tế cốc và không khí có hấp thụ một phần nhiệt, giá trị $\Delta H$ tính được sẽ lệch về phía nào so với giá trị thật? Giải thích.

1Bước 1: Tính số mol hai chất đầu:

n_{\text{Mg}} = \dfrac{0{,}243}{24{,}30} = 0{,}0100\ \text{mol}

và

n_{\text{HCl}} = 0{,}1000\ \text{L} \times 1{,}00\ \text{M} = 0{,}100\ \text{mol}

. Theo hệ số phương trình, 0,0100 mol

\text{Mg}

chỉ cần 0,0200 mol

\text{HCl}

, mà lượng acid có sẵn gấp năm lần con số đó. Vì vậy

\text{Mg}

là chất giới hạn (limiting reactant) và mọi phép tính nhiệt phải quy về 0,0100 mol.

2Bước 2: Tính độ tăng nhiệt độ rồi tính nhiệt lượng dung dịch hấp thụ:

\Delta T = 36{,}2 - 25{,}0 = 11{,}2\ ^\circ\text{C}

, do đó

q_{soln} = mc\Delta T = (100{,}0)(4{,}18)(11{,}2) = 4{,}68 \times 10^{3}\ \text{J} = 4{,}68\ \text{kJ}

. Con số dương này là phần năng lượng mà dung dịch nhận vào, thể hiện qua việc nhiệt độ đi lên.

3Bước 3: Áp dụng bảo toàn năng lượng

q_{rxn} = -q_{soln}

: hệ phản ứng đã nhường đúng lượng nhiệt mà dung dịch nhận, nên

q_{rxn} = -4{,}68\ \text{kJ}

. Dấu âm này là bằng chứng định lượng cho thấy phản ứng giữa magnesium và acid hydrochloric là phản ứng tỏa nhiệt.

4Bước 4: Quy về một mol chất giới hạn:

\Delta H = \dfrac{q_{rxn}}{n_{\text{Mg}}} = \dfrac{-4{,}68}{0{,}0100} = -468\ \text{kJ/mol}

. Cần giữ nguyên dấu âm khi ghi đáp án, bởi bỏ dấu là mất luôn thông tin về chiều truyền nhiệt và thường bị trừ điểm.

5Bước 5: Xét sai số. Nếu cốc và không khí lấy đi một phần nhiệt, dung dịch sẽ nhận ít nhiệt hơn thực tế, nên

\Delta T

đo được nhỏ hơn giá trị lẽ ra phải có. Khi đó

q_{soln}

nhỏ hơn, kéo theo độ lớn của

\Delta H

nhỏ hơn: giá trị tính được kém âm hơn giá trị thật, tức phản ứng có vẻ tỏa ít nhiệt hơn bản chất của nó.

Magnesium là chất giới hạn với 0,0100 mol, còn $\text{HCl}$ dư nhiều. Dung dịch hấp thụ $4{,}68 \times 10^{3}$ J, nghĩa là hệ phản ứng đã nhường đúng chừng ấy nhiệt, nên $\Delta H = -468\ \text{kJ/mol}$ $\text{Mg}$ và phản ứng là tỏa nhiệt — điều này khớp với quan sát nhiệt độ tăng 11,2 °C. Nếu một phần nhiệt thất thoát ra cốc và không khí, $\Delta T$ đo được sẽ nhỏ hơn thực tế và giá trị $\Delta H$ thu được sẽ kém âm hơn giá trị thật.

Mục tiêu và lộ trình unit xem miễn phí — làm bài tập và lưu tiến độ cần tài khoản 0đ.