HÓA ĐẠI CƯƠNG (1).pptx

CHƯƠNG I
CÁC KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT
CƠ BẢN

I. CÁC KHÁI NIỆM MỞ ĐẦU:
I.1. NGUYÊN TỬ:
- Nguyên tử là tiểu phân nhỏ nhất của một
nguyên tố hóa học, không thể chia nhỏ hơn
nữa về mặt hóa học và trong các phản ứng hóa
học nguyên tử không thay đổi.
- Khối lượng và kích thước nguyên tử vô cùng
nhỏ bé và khác nhau, khối lượng nguyên tử
nằm trong khoảng 1.10–24 – 1.10–22 g và kích
thước khoảng 1.10–8 cm (1 Ao ).

I.2. PHÂN TỬ:
- Phân tử là tiểu phân nhỏ nhất của các chất có
khả năng tồn tại độc lập và không thể chia nhỏ
hơn được nữa mà không mất đi những tính
chất hóa học của chất đó.
- Phân tử là tập hợp nhóm các nguyên tử (có thể
cùng hay khác loại), các nguyên tử này liên kết
theo những kiểu khác nhau trong phân tử.

I.3. NGUYÊN TỐ HÓA HỌC:
- Nguyên tố hóa học là chất được tạo thành từ
các nguyên tử có điện tích hạt nhân giống
nhau.
- Các nguyên tử có điện tích hạt nhân giống
nhau và khối lượng nguyên tử khác nhau được
gọi là đồng vị.

I.4. ĐƠN CHẤT VÀ HỢP CHẤT:
- Đơn chất là chất mà phân tử của nó chỉ gồm
các nguyên tử của một nguyên tố liên kết với
nhau.
- Hợp chất là chất mà phân tử của nó gồm
những nguyên tử của các nguyên tố khác loại
liên kết với nhau.

I.5. KHỐI LƯỢNG NGUYÊN TỬ
VÀ KHỐI LƯỢNG PHÂN TỬ:
- Khối lượng nguyên tử của một nguyên tố là
khối lượng tính bằng đơn vị qui ước của một
nguyên tử nguyên tố đó.
- Khối lượng phân tử của một chất là khối lượng
tính bằng đơn vị qui ước của một phân tử chất
đó

II. CÁC ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN:

II.1. ĐỊNH LUẬT BẢO TOÀN KHỐI
LƯỢNG:
Tổng khối lượng của các chất tham gia phản
ứng bằng tổng khối lượng của các sản phẩm
phản ứng.
VD: Mg + ½ O2  MgO
Kiểm tra thực nghiệm cho thấy tổng khối
lượng magie và oxi bằng khối lượng magie
oxit tạo thành.

II.2. ĐỊNH LUẬT THÀNH PHẦN
KHÔNG ĐỔI:
- Mỗi hợp chất hóa học dù điều chế bằng cách
nào cũng luôn luôn có thành phần không đổi.
- VD: NaCl dù điều chế bằng cách trực tiếp cho
kim loại natri tác dụng với khí clo hay kết tinh
từ nước biển, hoặc khai thác từ các mỏ muối
cũng đếu chứa 39,34% natri và 60,66% clo.

II.3. ĐỊNH LUẬT TỈ LỆ BỘI:
Nếu hai nguyên tố hóa hợp với nhau tạo thành
một số hợp chất thì những lượng khối lượng
của một nguyên tố so với cùng một lượng khối
lượng của nguyên tố kia sẽ tỉ lệ với nhau như
những số nguyên đơn giản.

VD1: Lưu huỳnh và sắt hóa hợp với nhau tạo
thành hai hợp chất FeS và FeS2.
Ta có tỉ lệ: 56:32 và 56:64.
Với cùng một lượng sắt như nhau (56), tỉ lệ
khối lượng lưu huỳnh trong hai hợp chất trên
sẽ là 32:64  1:2.

VD2: Nitơ và oxi hóa hợp với nhau tạo thành các
hợp chất: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5.
Ta có tỉ lệ: 28:16, 14:16, 28:48, 14:32, 28:80,
nếu xét khối lượng nitơ trong các hợp chất trên
là bằng nhau,
Với lượng nitơ bằng nhau như trên thì tỉ lệ oxi
trong các hợp chất trên sẽ là: 1:2:3:4:5.
ta có tỉ lệ sau: 14:8, 14:16, 14:24, 14:32, 14:40.

II.4. ĐƯƠNG LƯỢNG VÀ
ĐỊNH LUẬT ĐƯƠNG LƯỢNG:
II.4.1. ĐƯƠNG LƯỢNG:
- Đương lượng của một nguyên tố, một hợp chất
là số phần khối lượng của nguyên tố hay hợp
chất đó kết hợp hoặc thay thế vừa đủ với 1,008
phần khối lượng hidro hoặc 8 phần khồi lượng
oxi.
- Đương lượng của một nguyên tố, một hợp chất
là số phần khối lượng của nguyên tố hay hợp
chất đó kết hợp hoặc thay thế vừa đủ với một
đương lượng của một nguyên tố hay hợp chất
khác.

VD1: Trong một hợp chất đồng với oxi, đồng chiếm
79,9% khối lượng, oxi chiếm 20,1% khối lượng.
Tính đương lượng của đồng.
Giải:
Ta có 79,9 phần khối lượng đồng kết hợp với 20,1 phần khối lượng oxi.
Vậy x phần khối lượng đồng kết hợp với 8 phần khối lượng oxi.
x = = 31,8.
Vậy đương lượng của đồng là 31,8.
79,9 x 8
20,1

VD2: Xác định đương lượng của axit sunfuric trong
phản ứng:
H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O
Theo phản ứng, ta thấy cứ mỗi phân tử H2SO4 có 2
nguyên tử gam hidro bị thay thế, nghĩa là:
Cứ 98 phần khối lượng H2SO4 có 2,016 phần khối
lượng hidro bị thay thế
Vậy x phần khối lượng H2SO4 mà có 1,008 phần khối
lượng hidro bị thay thế là:
x = = 49
98 x 1,008
2,016

II.4.2. XÁC ĐỊNH ĐƯƠNG LƯỢNG:
Nếu gọi m là khối lượng và Đ là đương lượng
của 2 nguyên tố A, B kết hợp với nhau thì định
luật đương lượng có thể biểu diễn bằng biểu
thức:
mA
mB
ĐA
ĐB
=
mA
ĐA
mB
ĐB
=
hoặc

VD1: Khi oxi hóa 0,253g Mg thu được 0,4g
MgO. Tính đương lượng Mg, biết đương
lượng oxi bằng 8.
 ĐMg= ĐO .
= 8. = 13,769.
ĐMg
ĐO
mMg
mO
=
mMg
mO
0,253
0,4 – 0,253

VD2: Xác định đương lượng của sắt (III) clorua,
biết 1,355g của hợp chất này tác dụng vừa đủ
với 1g NaOH và NaOH có đương lượng bằng
40.
 ĐFeCl3 = ĐNaOH . = 40. = 54,2
ĐFeCl3
ĐNaOH
mFeCl3
mNaOH
=
mFeCl3
mNaOH
1,355
1

Công thức tính đương lượng
 Đương lượng của một nguyên tố:
Đ =
VD3: Đương lượng của S trong SO2 và SO3 là:
ĐS/SO2 = = 8. ĐS/SO3 = = 5,33.
A
n
A: khối lượng ngtử
n: hóa trị của ngtố.
32
4
32
6

 Đương lượng của một chất:
Đ =
VD4: Đương lượng của H3PO4 trong phản ứng:
H3PO4 + 2NaOH  Na2HPO4 + 2H2O
ĐH3PO4 = = = 49.
M
n
M: khối lượng phtử
n: số ion hóa trị đã trao đổi.
MH3PO4
2
98
2

VD5: Đương lượng của Ca(OH)2 trong phản
ứng:
Ca(OH)2 + 2HCl  CaCl2 + 2H2O
ĐCa(OH)2 = = = 37.
MCa(OH)2
2
74
2

 Đương lượng của muối:
n là số ion,
z là điện tích của ion đã thay thế.
VD6: Đương lượng của Al2(SO4)3 trong phản
ứng:
Al2(SO4)3 + 6NaOH  2Al(OH)3 + 3Na2SO4
ĐAl2(SO4)3 = = = 57.
M
nz
Đ =
MAl2(SO4)3
3 x 2
342
6

 Đương lượng của chất oxi hóa và chất khử:
VD7: Xác định đương lượng KMnO4 trong phản
ứng:
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 
5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
ĐKMnO4 = = = 31,6.
Đ =
M
n
M: khối lượng phtử
n: số electron đã trao đổi.
MKMnO4
5
158
5

Bài tập ở nhà:
1/. 0,45g một kim loại thuộc nhóm III hệ thống
tuần hoàn có thể đẩy được 1,6g đồng ra khỏi
dung dịch muối đồng clorua. Đương lượng của
đồng là 32. Xác định kim loại.
2/. 1,982g kim loại đẩy được 0,6g kim loại thứ
hai ra khỏi dung dịch muối. Khi hòa tan lượng
này (0,6g) của kim loại thứ hai vào axit có 0,3
lít hidro thoát ra (đo ở nhiệt độ 260C và 1,2
atm). Xác định đương lượng của kim loại thứ
nhất.

II.1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ:
- Năm 1903, Thomson đưa ra giả thuyết đầu tiên về
nguyên tử: nguyên tử gồm từ điện tích dương
phân bố đồng đều trong toàn bộ thể tích nguyên
tử và các electron chuyển động giữa những điện
tích dương đó.
- Năm 1911, Rutheford đưa ra mẫu nguyên tử hạt
nhân (mẫu nguyên tử hành tinh) gồm hạt nhân
mang điện tích dương tập trung phần lớn khối
lượng nguyên tử và các electron tích điện âm
quay quanh hạt nhân (giống quả đất quay quanh
mặt trời).

- Năm 1913, Bohr xuất phát từ mẫu nguyên tử
Rutheford, đưa ra 3 định đề:
 Electron quay quanh hạt nhân không phải trên quỹ đạo
bất kỳ mà trên những quỹ đạo tròn đồng tâm có bán
kính nhất định gọi là quỹ đạo bền.
 Khi quay trên quỹ đạo bền này, electron không phát ra
năng lượng điện từ.
 Năng lượng chỉ phát ra hay hấp thụ khi electron chuyển
từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác và bằng hiệu số năng
lượng electron ở trạng thái đầu (Eđ) và trạng thái cuối
(Ec).
E = Eđ – Ec = h (: tần số bức xạ,
h: hằng số Planck = 6,625.10–27 erg.sec).

Khi quay trên quỹ đạo bền electron có các đặc
điểm sau:
Momen động lượng: mvr = n . (I)
(mvr: momen động lượng của electron
m,v: khối lượng và tốc độ của electron
r: bán kính quỹ đạo bền.
n = 1, 2, 3,
h: hằng số Planck).
h
2

Electron chịu hai lực tác dụng bằng nhau nhưng
ngược hướng là:
Lực hút của hạt nhân:
và lực ly tâm:
= (II)
e2
r2
mv2
r
mv2
r
e2
r2

Từ (I) và (II), người ta xác định được:
- Tốc độ chuyển động của electron:
v = x
- Bán kính quỹ đạo bền:
r = n2 x
1
n
2e2
h
h2
42me2

Sự chuyển động của electron trong nguyên tử
được xác định bởi 4 đại lượng: Số lượng tử
chính (n), số lượng tử orbital (l), số lượng tử từ
(ml) và số lượng tử spin (ms).
II.1.1. Số lượng tử chính n và các mức năng
lượng:
Số lượng tử chính n có những giá trị nguyên
dương từ 1   :
n = 1,2,3,…
Trạng thái năng lượng nhỏ nhất ứng với n = 1
(E1) và lớn nhất ứng với n =  (E).

II.1.2. Số lượng tử orbital (l) và hình
dạng các đám mây electron:
Số lượng tử orbital (l) (số lượng tử phụ hay
phương vị) có các giá trị nguyên, dương.
Số lượng tử orbital (l): 0 1 2 3 4 5
Ký hiệu phân lớp lượng tử: s p d f g h

II.1.3. Số lượng tử từ (ml ) và các
orbital nguyên tử:
Người ta thấy rằng các đám mây định hướng
khác nhau trong không gian, nhưng sự định
hướng này không phải tự do bất kỳ mà tuân
theo những qui luật hoàn toàn được xác định
bởi thông số là số lượng tử từ (ml ).

Số lượng tử từ (ml ) có những giá trị nguyên,
dương và âm. Số giá trị này bị ràng buộc bởi
giá trị của số lượng tử orbital (l). Cứ mỗi giá
trị l thì có (2l + 1) giá trị của (ml ).
ml = 2l + 1
ml = 0  1 2  3 ……l.

VD: l = 0 (s) ml = 0 ; có 1 orbital.
l = 1 (p) ml = –1 0 +1 ; có 3 orbital.
l = 2 (d) ml = –2 –1 0 +1 +2 ; có 5 orbital.
l = 3 (f) ml = –3 –2 –1 0 +1 +2 +3 ; có 7 orbital.

II.1.4. Số lượng tử spin (ms):
Sự chuyển động của electron được đặc trưng bằng
momen động lượng orbital và momen động lượng
riêng.
Momen động lượng riêng của electron là kết quả
của sự tự quay chung quanh trục của electron theo
chiều thuận và chiều nghịch với chiều quay kim
đồng hồ, có các giá trị + ½ và – ½ .
Tóm lại trạng thái của electron trong nguyên tử
được hoàn toàn xác định bằng 4 số lượng tử (n),
(l), (ml) và (ms).

II.5. Qui tắc Slater và hiệu ứng chắn:
Hiệu ứng chắn () : Các electron di chuyển ở
các lớp trong gần nhân tạo nên màn chắn giữa
hạt nhân và electron đang xét làm cho chỉ một
phần điện tích hạt nhân có tác dụng thật sự với
electron đó.
Số điện tích hạt nhân có tác dụng thật sự với
electron được gọi là số điện tích hiệu dụng.

Nhóm Các electron
khác trong
cùng nhóm
Electron thuộc
các nhóm có số
lượng tử chính
n – 1.
Electron thuộc
tất cả các
nhóm có số
lượng tử chính
 n – 1.
[1s] 0,30
[ns, np] 0,35 0,85 1,00
[nd] hay
[nf]
0,35 1,00 1,00

VD: Khảo sát hằng số chắn , số điện tích hạt
nhân hiệu dụng Z* đối với từng electron thuộc
các orbital nguyên tử của nguyên tử sắt.
Giải:
Cấu hình electron của nguyên tử Fe (Z=26): 1s2
2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2.
Sắp xếp nhóm: [1s]2 [2s, 2p]8 [3s,3p]8 [3d]6 [4s]2.

[1s]: Mỗi electron thuộc phân lớp này bị chắn bởi một
electron cùng phân lớp.
 = 0,30 x 1 = 0,30; Z*(1s) = 26 – 0,30 = 25,70.
[2s, 2p]: Mỗi electron thuộc phân lớp này bị chắn bởi 7
electron thuộc cùng phân lớp [2s, 2p] và 2 electron
thuộc lớp bên trong (n = 1) [1s]
 = 0,35 x 7 + 0,85 x 2 = 4,15; Z*(2s,2p) = 26 – 4,15 =
21,85.
[3s,3p]: Mỗi electron thuộc phân lớp này bị chắn bởi 7
electron thuộc cùng phân lớp [3s,3p], 8 electron thuộc
phân lớp có số lượng tử chính bằng n – 1 và 2
electron thuộc phân lớp có số lượng tử chính < n – 1.
 = 0,35 x 7 + 0,85 x 8 + 1,00 x 2 = 11,25; Z*(3s,3p) =
26 – 11,25 = 14,75.

[3d]: Mỗi electron thuộc phân lớp này bị chắn bởi 5
electron thuộc cùng phân lớp [3d] và 18 electron
thuộc các nhóm bên trong.
 = 0,35 x 5 + 1,00 x 18 = 19,75; Z*(3d) = 26 –
19,75 = 6,25.
[4s]: Mỗi electron thuộc phân lớp này bị chắn bởi 1
electron thuộc cùng phân lớp [4s], 14 electron
thuộc phân lớp có số lượng tử chính bằng n – 1 =
3 và 10 electron thuộc phân lớp có số lượng tử <
n – 1.
 = 0,35 x 1 + 0,85 x 14 + 1,00 x 10 = 22,25; Z*(4s)
= 26 – 22,25 = 3,75.

Bài tập ở nhà:
1. Tính điện tích hiệu dụng đối với electron [4s]
của Mn (Z = 25)
2. Tính điện tích hiệu dụng đối với các electron
trong nguyên tử Cu (Z = 29)
3. Tính điện tích hiệu dụng đối với electron [4s]
và [3d] của Zn (Z= 30)
4. a. Viết cấu hình electron của Ni (Z= 28) và Cu
(Z=29)
b. Tính điện tích hiệu dụng của nhân 2 nguyên
tử trên đối với electron [4s]
c. Dự đoán xem nguyên tử nào có bán kính
lớn hơn.

II.2. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ
HỆ THỐNG TUẦN HOÀN.

Năm 1869, Mendeleev đã chọn khối lượng
nguyên tử và tính chất hóa học làm tiêu chuẩn để
hệ thống hóa các nguyên tố, trong đó tiêu chuẩn
chủ yếu là khối lượng nguyên tử. Ông đã phát
biểu định luật tuần hoàn như sau: “Tính chất các
đơn chất cũng như thành phần và tính chất các
hợp chất của những nguyên tố hóa học biến thiên
tuần hoàn theo chiều tăng của khối lượng nguyên
tử”.
Tuy nhiên, trong bảng tuần hoàn có một số ngoại
lệ trái với phát biểu của Mendeleev. VD sự sắp
xếp thứ tự của Ar (Z=18) và K (Z=19); Co(Z=27)
và Ni (Z=28); Te (Z=52) và I (Z=53).
II.2.1.

Theo quan niệm hiện đại: Tính chất của
các nguyên tố phụ thuộc vào cấu trúc electron
nguyên tử tức là phụ thuộc vào số đơn vị điện
tích nguyên tử, từ đó người ta phát biểu định
luật tuần hoàn như sau: “Tính chất các đơn
chất cũng như thành phần và tính chất các hợp
chất của những nguyên tố hóa học biến thiên
tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt
nhân các nguyên tố”.
II.2.2.

II.2.3. Hệ thống tuần hoàn:
Bảng hệ thống tuần hoàn hiện đại gồm 8 nhóm, 7 chu kỳ.
- Nhóm: Bố trí thành cột dọc, có STT từ I  VIII mỗi
nhóm lại được chia thành phân nhóm chính và phân
nhóm phụ.
- Phân nhóm chính tạo thành cột dọc dài hơn gồm các
nguyên tố thuộc chu kỳ lớn và chu kỳ nhỏ.
- Phân nhóm phụ tạo thành cột dọc ngắn hơn gồm các
nguyên tố thuộc chu kỳ lớn.
* Phân biệt phân nhóm chính và phân nhóm phụ: Ngoài
cách dựa vào độ dài ngắn của cột dọc, ta còn dựa vào
bản chất nguyên tố: Các nguyên tố s, p ở phân nhóm
chính, các nguyên tố d, f ở phân nhóm phụ.

- Chu kỳ: Bố trí theo hàng ngang bắt đầu bằng
các nguyên tố kim loại kiềm, kết thúc bằng các
nguyên tố khí trơ.
* 3 chu kỳ đầu là chu kỳ nhỏ:
Chu kỳ 1 có 2 nguyên tố.
Chu kỳ 2 và 3, mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố.
* 4 chu kỳ kế tiếp là chu kỳ lớn: Mỗi chu kỳ có 2
dãy nguyên tố.

Chu kỳ 4, 5, mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố, trong
đó có 8 nguyên tố phân nhóm chính, 10
nguyên tố phân nhóm phụ.
Chu kỳ 6 có 32 nguyên tố, trong đó 8 nguyên
tố phân nhóm chính, 10 nguyên tố phân nhóm
phụ, 14 nguyên tố Lantanit (nguyên tố f).
Chu kỳ 7 có 19 nguyên tố, trong đó có 2
nguyên tố phân nhóm chính, 3 nguyên tố phân
nhóm phụ, 14 nguyên tố Actinit (nguyên tố f).

Cách xác định vị trí nguyên tố:
Nhóm Nguyên tố s và p Nguyên tố d
I ns1 (n – 1)d10 ns1
II ns2 (n – 1)d10 ns2
III ns2 np1 (n – 1)d1 ns2
IV ns2 np2 (n –1) d2 ns2
V ns2 np3 (n – 1)d3 ns2
VI ns2 np4 (n – 1)d4 ns2
VII ns2 np5 (n – 1)d5 ns2
VIII ns2 np6 (n – 1)d6,7,8 ns2

- Ô: Vị trí cụ thể của mỗi nguyên tố: Chỉ số thứ
tự nguyên tố cũng là số đơn vị điện tích hạt
nhân. Như vậy khi biết nguyên tố ở ô nào là ta
có thể xác định cấu trúc electron nguyên tử của
nguyên tố đó và người ta có thể giải thích được
những qui luật thay đổi tính chất của các
nguyên tố trong bảng Hệ thống tuần hoàn.

VD: trong 1 chu kỳ đi từ trái qua phải: Các nguyên tố s
nhóm I có công thức electron lớp ngoài cùng là ns1 do
chỉ có 1electron ở lớp ngoài cùng nên các nguyên tử
của chúng dễ dàng cho đi electron đó nên thể hiện tính
khử mạnh (kim loại điển hình),
càng đi về phía phải, số electron ngoài cùng trong
nguyên tử các nguyên tố tăng làm cho khả năng nhường
electron giảm ngược lại, khả năng thu electron tăng lên
làm cho tính kim loại các nguyên tố giảm dần đồng thời
tính phi kim tăng dần,
còn trong các nhóm đi từ trên xuống, số lớp electron
tăng làm cho tính kim loại các nguyên tố tăng, tính phi
kim giảm.

Cấu trúc lớp vỏ electron ngoài cùng thay đổi
tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt
nhân, do đó tất cả tính chất nào của nguyên tố
phụ thuộc vào cấu trúc lớp vỏ electron ngoài
cùng cũng đều thay đổi tuần hoàn theo chiều
tăng của điện tích hạt nhân. Đó là các tính
chất: Bán kính nguyên tử và ion, năng lượng
ion hóa, ái lực electron, độ âm điện, số oxi
hóa, thể tích nguyên tử, nhiệt độ nóng chảy,
nhiệt độ sôi, từ tính, hệ số giãn nở, năng lượng
phân li, nhiệt tạo thành ,…

II.2.4. Bán kính nguyên tử và ion:
Được xác định dựa trên khoảng cách giữa các
hạt nhân nguyên tử tạo nên đơn chất hay hợp
chất tương ứng (ta xem nguyên tử hay ion như
những quả cầu nằm tiếp xúc với nhau). Bán
kính nguyên tử và ion được xác định như vậy
gọi là bán kính hiệu dụng.

 Đối với kim loại: Bán kinh nguyên tử được
xác định bằng ½ khoảng cách giữa các hạt
nhân nguyên tử trong tinh thể. VD: Khoảng
cách nhỏ nhất giữa các hạt nhân trong tinh thể
đồng là 2,56Ao . Do đó, bán kính nguyên tử
kim loại đồng là: 2,56 : 2 = 1,28 Ao.
 Đối với phi kim có liên kết cộng hóa trị thì
bán kính nguyên tử bằng ½ khoảng cách giữa
các hạt nhân trong tinh thể hay phân tử đơn
chất. VD: bán kính cộng hóa trị của Flo bằng
½ chiều dài liên kết F – F = 0,071 Ao.

 Đối với hợp chất ion: Khoảng cách giữa các
hạt nhân bằng tổng bán kính của 2 ion dương
và âm. Do đó, khi biết bán kính của 1 ion sẽ
tính được bán kính của ion kia. VD: Tinh thể
NaF được tạo thành từ những ion Na+ và F–.
Khoảng cách giữa 2 hạt nhân của 2 ion này
bằng 2,31 Ao, người ta cũng xác định được bán
kính ion F– là 1,35 Ao. Từ đây bán kính ion
Na+ sẽ là: r = 2,31 – 1,35 = 0,96Ao.

Sự phụ thuộc của bán kính nguyên tử vào điện tích
hạt nhân nguyên tử của các nguyên tố có tính tuần
hoàn rõ rệt.
Trong chu kỳ từ trái qua phải bán kính nguyên tử
giảm dần thể hiện rõ trong những chu kỳ nhỏ. VD:
Ở chu kỳ 2:
Nguyên tử Li Be B C N O F
Bán kính (Ao) 1,52 1,13 0,88 0,77 0,70 0,66 0,64

II.2.5. Năng lượng ion hóa (I):
Năng lượng ion hóa (I) là năng lượng cần thiết
để bứt electron ra khỏi nguyên tử không bị
kích thích.
Xo + I  X+ + 1e
Năng lượng ion hóa đặc trưng cho khả năng
nhường electron, tức là đặc trưng cho tính kim
loại.

I càng nhỏ thì nguyên tử càng dễ nhường
electron  tính kim loại và tính khử của
nguyên tố càng mạnh. Sự phụ thuộc của năng
lượng ion hóa (I) vào Z, n và hằng số chắn 
thể hiện trong biểu thức:
I = x 13,60 eV
(trong đó Z –  = Z*: điện tích hiệu dụng).
(Z – )2
n2

VD: Tính điện tích hiệu dụng đối với các eletron
trong nguyên tử Na (Z=11) và tính năng lượng ion
hóa thứ nhất (I1) của nguyên tử Na.
Na (Z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1
Z* [1s] = 11 – 0,3 = 10,7
Z* [2s,2p] = 11 – (7.0,35 + 2.0,85) = 6,85.
Z* [3s] = 11 – (8.0,85 + 2.1) = 2,2.
Na+ (e = 10): 1s2 2s2 2p6
Z* [1s] (Na+) = 10,7 = Z* [1s]  E[1s](Na+) =
E[1s] (Na)
Z* [2s,2p](Na+) = Z* [2s,2p] = 6,85  E[2s,2p]
(Na+) = E[2s,2p] (Na)

I1 = E(Na+) – E(Na)
= 2E[1s](Na+) + 8E[2s,2p](Na+) –
[2E[1s](Na) + 8E[2s,2p] (Na) + E[3s](Na)]
I1 = – E[3s](Na)] = 13,6 x = 7,31 eV
(2,2)2
32

II.2.6. Ái lực electron (F):
Ngược lại với năng lượng ion hóa, ái lực
electron (F) là đại lượng đặc trưng cho khả
năng nhận electron của nguyên tử tức là đặc
trưng cho tính phi kim của nguyên tố.
Ái lực electron là năng lượng phát ra hay thu
vào khi kết hợp 1electron vào nguyên tử trung
hòa, biến nó thành ion
Xo + 1e  X–  F
F càng dương thì nguyên tử càng dễ nhận
electron.

II.2.7. Độ âm điện():
Là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút mật
độ electron.
Trong mỗi chu kỳ, theo chiều tăng điện tích
hạt nhân thì độ âm điện tăng.
Trong mỗi nhóm, theo chiều tăng điện tích hạt
nhân thì độ âm điện giảm.

Năm 1993, Mulliken cho rằng khi 2 nguyên tử
của 2 nguyên tố A và B tương tác với nhau tạo
thành hợp chất cộng hóa trị thì khả năng hút
electron của chúng tương ứng sẽ là (FA – IB) và
(FB – IA). Giả sử A có độ âm điện lớn hơn thì:
(FA – IB) > (FB – IA) hay (FA + IA) > (FB + IB).
Từ đây ông đưa ra công thức xác định độ âm
điện:
 = ½ (F + I)

Do hiểu biết về ái lực electron còn hạn chế, nên
ứng dụng của công thức Mulliken cũng bị hạn
chế.
Pauling đề nghi công thức tính độ âm điện qua
việc xét 2 nguyên tố A và B liên kết với nhau thì
năng lượng liên kết A – B được tính:
EA – B =
 E = EA – B – = 0
EA – A x EB – B
EA – A x EB – B

Nếu liên kết A – B có cực thì E  0. Như vậy
dựa vào E có thể đánh giá độ phân cực của
liên kết và do đó xác định độ âm điện của
nguyên tố. Theo Pauling, mối liên hệ giữa độ
âm điện và E được xác định bằng biểu thức:
E = const (A - B)2  A - B = 0,102 . E

VD: Cho biết năng lượng liên kết (kJ mol-1) của
các liên kết : H – H: 436,4; Cl – Cl: 242,7;
H – Cl: 431,9. Giả sử độ âm điện của hidro bằng
2,20. Xác định độ âm điện của Clo.
Giải:
E = E(H – Cl) – E (H – H) x E (Cl – Cl)
E = 431,9 – 436,4 x 242,7 = 106,45
Cl = H + 0,102 E
= 2,20 + 0,102 106,45 = 3,25

II.2.8. Số oxi hóa:
Là điện tích (+) hay (–) của nguyên tố trong
hợp chất được tính với giả thiết rằng hợp chất
được tạo thành từ các ion. VD: CH4, HCl,
NaCl,…
Cách xác định số oxi hóa: Dựa vào các qui tắc
sau:
- Số oxi hóa của nguyên tố tự do bằng 0. VD:
Fe, Cl.

- Số oxi hóa của ion nguyên tử bằng điện tích
của ion đó. VD: CaCl2. Số oxi hóa của Ca
bằng điện tích của ion Ca2+ là +2.
- Số oxi hóa của nguyên tố trong hợp chất cộng
hóa trị bằng điện tích của nguyên tử khi cặp
electron góp chung chuyển về nguyên tố nào
có độ âm điện lớn hơn.
VD: NH3: N: –3; H: +1
- Số oxi hóa của kim loại kiềm luôn luôn là +1.

- Số oxi hóa của oxi thường là – 2 (trừ F2O và
peoxit O là: +2 và –1)
- Số oxi hóa của hidro thường là +1 (trừ hidrua
kim loại: –1).
VD: KMnO4 Số oxi hóa của Mn: +7.
Bài tập: Xác định số oxi hóa của:
Cr trong hợp chất K2Cr2O7
Cl trong hợp chất HClO4
N trong hợp chất NH4 NO3

III.1. Những khái niệm cơ bản về liên
kết hóa học:

III.1.1. Bản chất liên kết:
Liên kết hóa học hình thành bởi các
electron ở những phân lớp ngoài cùng:
ns, np, (n -1)d, (n – 2)f
được gọi là các electron hóa trị.

III.1.2. Một số đặc trưng của liên kết:
Là khoảng cách giữa hai hạt
nhân của các nguyên tử tương tác với nhau.
VD:
Liên kết H – F H – Cl H – Br H – I
(Ao) 0,92 1,28 1,42 1,62
Là góc tạo thành bởi 2 đoạn
thẳng tưởng tượng nối hạt nhân nguyên tử
trung tâm với hai hạt nhân nguyên tử liên kết.
VD: Góc liên kết trong phân tử H2O
(HOH = 104,5 Ao)
 Độ dài liên kết:
 Góc hóa trị:

Đặc trưng cho độ bền
liên kết, năng lượng liên kết là năng lượng cần
tiêu tốn để phá hủy liên kết.
VD: Ở phân tử H2, năng lượng liên kết H – H
bằng năng lượng phân li của nó.
Elk H – H = Ephli = 435 kJ/mol.
Ở Phân tử H2O, năng lượng liên kết trung bình
O – H bằng năng lượng phân li H – O chia cho
số liên kết:
Elk O – H = = = 464 kJ/mol.
Ephli H2O
2
928
2
 Năng lượng liên kết:

III.2. Thuyết liên kết hóa học:
III.2.1. Liên kết ion theo Kossel:
Liên kết ion là loại liên kết nhờ lực hút tĩnh điện
giữa các ion trái dấu.
VD: Liên kết Na – Cl
Na Cl
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Na+ Cl –
1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Lực hút tĩnh điện: Na+ + Cl – NaCl
+1e
-1e

III.2.2. Liên kết cộng hóa trị theo Lewis:
Công thức Lewis biểu diễn sự sắp xếp các điện tử
hóa trị xung quanh các nguyên tử trong phân tử.
Liên kết cộng hóa trị hình thành do sự che phủ
lẫn nhau giữa các orbital nguyên tử hóa trị 1 của
các nguyên tử tương tác, liên kết cộng hóa trị
càng bền khi độ che phủ của các orbital nguyên
tử tương tác càng lớn. Liên kết cộng hóa trị trong
công thức cấu tạo của hợp chất được biểu diễn
bằng hai chấm hay một gạch nối đặt giữa hai
nguyên tử để chỉ cặp electron chung.

Liên kết cộng hóa trị dựa trên cơ sở cặp
electron ghép đôi có thể hình thành theo hai cơ
chế: Ghép đôi và cho – nhận.
Được hình thành do
sự góp chung 2 electron hóa trị độc thân, là sự
che phủ cặp đôi 2 orbital nguyên tử hóa trị 1.
Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị của mỗi
nguyên tố được quyết định bởi số orbital
nguyên tử hóa trị 1 (số electron độc thân).
Theo cơ chế ghép đôi:

H + H = H H
2H + O: = O:
3H + .N: = N:
Tuy nhiên, số orbital hóa trị 1 electron của các
nguyên tử trong nhiều trường hợp có thể tăng
lên do sự kích thích nguyên tử:
H
..
.
.
. .
H
H
..
VD: . . :
.
.
.
.
.
H
.
.
. .
.
.
H

VD: Cơ bản Kích thích
4Be 1s2 2s2 2p0 1s2 2s1 2p1
5B 1s2 2s2 2p1 1s2 2s1 2p2
6C 1s2 2s2 2p2 1s2 2s1 2p3

Cặp electron ghép
đôi của liên kết cộng hóa trị chỉ do 1 trong 2
nguyên tử tương tác đưa ra, còn nguyên tử kia
nhận lấy, đây là cặp electron ghép đôi sẵn có
của nguyên tử đưa ra, còn được gọi là cặp
electron hóa trị tự do.
VD:
H:N:H
H
H H
H
..
..
:
+
 Theo cơ chế cho nhận:
..
..
H:N H+
+ 

III.2.3. Cách viết công thức cấu tạo Lewis
VD1: Viết công thức cấu tạo Lewis cho phân tử nitơ
triflorua NF3.
Giải:
Bước 1: Viết bộ khung phân tử
F N F
F
Bước 2: Xác định tổng số electron hóa trị
Nguyên tử nitơ có 5 electron hóa trị, nguyên tử
flo có 7 electron hóa trị, tổng cộng cả phân tử có
26 electron hóa trị.

Bước 3: Áp dụng qui tắc bát tử
Để thỏa mãn qui tắc bát tử, tổng số electron
cần có là 4 x 8 = 32. Vậy số electron còn thiếu
là 6, ứng với 3 cặp electron. Viết liên kết đơn
giữa nitơ với mỗi nguyên tử flo. Hoàn tất vỏ 8
electron cho từng nguyên tử flo. Hai electron
cuối dành cho nitơ.
:F N F:
:F:
.. ..
..
..
..
..

VD2 : Viết công thức cấu tạo cho ion [CO3]2–
Giải:
Bước 1: Viết bộ khung phân tử
O C O
Bước 2: Xác định tổng số electron hóa trị
Số electron hóa trị của cacbon là 4, oxi là 6,
thêm 2 điện tích âm. Vậy tổng cộng có:
4 + (3 x 6) + 2 = 24 electron.
O

Bước 3: Áp dụng qui tắc bát tử
Để thỏa mãn qui tắc bát tử, tổng số electron
cần có là 4 x 8 = 32 electron. Viết một nối đơn
cho liên kết giữa C và O, hoàn tất 8 electron
cho mỗi nguyên tử oxi
:O C O:
Cấu tạo này có đủ 24 electron
:O:
..
..
..
..
..

Bước 4:
Mặc dù cả 3 nguyên tử O có đủ 8 electron, tuy
nhiên, nguyên tử C chỉ mới có 6 electron lớp
vỏ. Vậy ta chuyển một cặp electron không liên
kết của một nguyên tử O thành một liên kết
nữa với C và qui tắc bát tử áp dụng cho cả
nguyên tử C
:O C O:
:O:
..
..
..
..
.. 
:O:
..
..
..
..
2 –
:O C O:

Công thức xác định điện tích hình thức:
6 – 4 – 2 = 0
6 – 6 – 1 = – 1
4 – 0 – 4 = 0
Điện tích hình
thức trên mỗi
nguyên tử
trong công
thức cấu tạo
Tổng số
electron hóa
trị trong
nguyên tử tự
do
Tổng số
electron
không liên
kết
Tổng số
electron
liên kết
= ½
:O:
..
:O
..
Điện tích hình thức của
C

Bài tập áp dụng
Viết công thức cấu tạo Lewis cho:
a. PCl3 ; HOCl ; CO2 ; NH3
b. Phân tử CS2 ; ion NO2
–
c. COBr2 ; O2 ; C2 ; NO+
d. CO3 ; O3 ; CH2O ; C2H2
e. Xác định điện tích hình thức của các ion sau:
S2O3 ; ClO4 ; BrO2 ; NO3
2–
2– 2–
?
? ? ?

III.3. Thuyết lai hóa các orbital nguyên tử:
Kết quả khảo sát hình học nhiều phân tử cho
thấy trong nhiều trường hợp các nguyên tử
tham gia liên kết không dùng các AO thuần túy
s, p, d mà phải dùng các AO đã được pha trộn
từ các AO s, p, d trong nội bộ nguyên tử.
Các AO mới này gọi là các AO lai hóa. Các
AO lai hóa có hình dạng và năng lượng giống
nhau được định hướng một cách xác định
trong không gian. Có bao nhiêu AO tham gia
là có bấy nhiêu AO lai hóa được tạo thành.

1 orbital s + 1 orbital p  2 orbital lai
hóa sp, định hướng thẳng hàng, góc liên
kết là 180o
Lai hóa sp:
(ZnCl2, CO2, BeH2, BeX2, CdX2, HgX2,
C2H2,…).

AO s AO p
180o
2AO lai hóa sp
Lai hóa sp:

hóa sp2, định hướng từ tâm ra 3 đỉnh của
1 tam giác đều, góc liên kết là 120o
Lai hóa sp2:
(C2H4, BF3, CO3
2– , NO3
–,…).

120o
3AO lai hóa sp2
Lai hóa sp2:

hóa sp3, định hướng theo 4 đỉnh của 1
hình tứ diện đều, góc liên kết là 109o28’
Lai hóa sp3:
(CH4, NH4
+, NH3, SO4
2–, H2O,…).

AO p
AO p
AO p
AO s
Lai hóa sp3:

109o28’
Phân tử CH4
Lai hóa sp3:

1 orbital s + 3 orbital p + 1 orbital d  5
orbital lai hóa sp3d, định hướng theo các
đỉnh của 1 lưỡng tháp đáy tam giác
(PCl5, AsCl5, SbCl5, ClF3, XeF2,…).
Lai hóa sp3d:

1 orbital s + 3 orbital p + 2 orbital d  6
orbital lai hóa sp3d2, định hướng theo các
đỉnh của 1 bát diện đều
(XeF4, ClF4
–, IF5, SF6,…)
Lai hóa sp3d2:

6 phối tử trong trường bát diện

Sự hình thành obitan sp3d2

 Dự đoán trạng thái lai hóa của các
nguyên tử trung tâm:
Để dự đoán trạng thái lai hóa của nguyên tử
trung tâm trong các phân tử hay ion, ta theo
qui tắc sau:
- Viết công thức Lewis cho phân tử hay ion đó.
- Xác định tổng số cặp electron liên kết và số
cặp electron không liên kết có chung quanh
nguyên tử trung tâm.
VD: NH3, C2H4, C2H2,…

III.4. Liên kết cộng hóa trị theo thuyết
MO:
Thuyết MO (Moleculer Orbitals) là sự mở
rộng quan niệm về electron trong nguyên tử
cho trường hợp phân tử.
Về nguyên tắc, các MO phải được xác định từ
việc giải phương trình sóng Schrodinger viết
cho hệ phân tử. Tuy nhiên công việc này vô
cùng phức tạp nên người ta thường tìm các
MO bằng các phương pháp gần đúng.

Phương pháp gần đúng hiện nay được dùng là
phương pháp tổ hợp tuyến tính các orbital
nguyên tử LCAO (Linear Combination of
Atomic Orbitals).
Các MO tìm được bằng phương pháp này gọi
là các LCAO – MO. Theo phương pháp này,
các MO sẽ được tạo thành từ sự tổ hợp tuyến
tính các AO của các nguyên tử trong phân tử.
Số các MO tạo thành bằng số các AO tham gia
tổ hợp.

Các AO tổ hợp phải thỏa các điều kiện sau:
- Có năng lượng gần bằng nhau.
- Có mức độ xen phủ rõ rệt.
- Có tính đối xứng giống nhau đối với trục nối
tâm 2 nguyên tử.
Khi 2 AO tổ hợp với nhau sẽ tạo thành 2 MO,
một MO có năng lượng thấp hơn năng lượng
các AO ban đầu gọi là MO liên kết (lk) và một
MO có năng lượng cao hơn các AO ban đầu
gọi là MO phản liên kết (*).

AO AO
MO
MO plk
MO lk
*
1s

lk
1s

Sự tạo thành các MO từ các AO
1s 1s 1s 1s


III.4.1.Phân tử 2 nguyên tử đồng hạch A2:
Các phân tử cấu tạo từ 2 nguyên tử cùng loại
của những nguyên tố ở chu kỳ 1:
VD:
H2
+ : [( )1] hoặc (1s)1
H2 : [( )2] hoặc (1s)2
He2
+: [( )2 ( )1] hoặc (1s)2 ( )1
He2: [( )2 ( )2] hoặc (1s)2 ( )2
lk
1s
lk
1s
lk
1s
plk
1s
*
1s
lk
1s
plk
1s
*
1s

Các phân tử cấu tạo từ 2 nguyên tử cùng loại
của những nguyên tố ở chu kỳ 2:
Các nguyên tố chu kỳ 2: Số orbital phân tử tạo
thành là 5 vì ngoài orbital 1s còn có 4 orbital
2s, 2px, 2py, 2pz.
Sự che phủ từng đôi một của các orbital 1s, 2s,
2pz theo trục nối 2 hạt nhân sẽ cho 3 cặp
orbital phân tử liên kết và phản liên kết 1s,
2s và 2pz, còn các đôi 2px và 2py che phủ
với nhau về 2 phía trục nối với hạt nhân sẽ cho
2 cặp orbital phân tử liên kết và phản liên kết
2px và 2py.

Đối với các nguyên tố cuối chu kỳ có mức năng
lượng 2s và 2p cách xa nhau: Trật tự phân bố các
orbital phân tử như sau:
 <  <  <  <  <  =  <  =  < 
 Đối với các nguyên tố đầu chu kỳ, sự sai khác
giữa 2 mức năng lượng 2s và 2p khá nhỏ thì giữa
các electron trên 2 orbital 2s và 2pz xuất hiện
lực đẩy, nên trật tự phân bố các orbital phân tử có
sự khác biệt:
 <  <  <  <  =  <  <  =  < 
lk
1s
plk
2py
plk
1s
lk
2s
plk
2s
lk
2pz
lk
2px
lk
2py
plk
2px
plk
2pz
lk
1s
plk
1s
lk
2s
plk
2s
lk
2px
lk
2py
lk
2pz
plk
2px
plk
2py
plk
2pz

Hình 1: Giản đồ năng lượng MO
của các phân tử gồm nguyên tử
các nguyên tố cuối chu kỳ
Hình 2: Giản đồ năng lượng MO
của các phân tử gồm nguyên tử các
nguyên tố đầu chu kỳ

plk
z

plk
z

lk
z

lk
z
lk
x


lk
y
lk
y

lk
x


*
x

*
y

*
x

*
y

plk
s

plk
s

lk
s

lk
s

Bậc liên kết:
Trong đó,
n: Số electron có trên các MO liên kết
n’: Số electron có trên các MO phản liên kết.
Bậc liên kết = 0 : liên kết không hình thành hoặc
phân tử rất không bền.
Bậc liên kết càng lớn độ dài liên kết càng ngắn.
n – n’
2
N =

VD: Cấu hình MO: Bậc l/kết Tính th/từ
Phân tử Be2: ( )2( )2 0 0
Phân tử B2: ( )2( )2( )1( )1 0 có
Phân tử C2: ( )2( )2( )2( )2 2 0
Phân tử N2: ( )2( )2( )2( )2( )2 3 0
Phân tử O2: ( )2( )2( )2( )4( )1( )1 2 có
lk
2s
*
2s
lk
2s
*
2s
lk
2px
lk
2py
lk
2s
*
2s
lk
x
lk
y
lk
2s
*
2s
lk
x
lk
y
lk
2pz
lk
2s
*
2s
lk
2pz
lk
x,y
*
x
*
y

Phân tử F2: ( )2( )2( )2( )4( )4 1 0
Phân tử Ne2:( )2( )2( )2( )4( )4( )2 0 0
lk
2s
*
2s
lk
2pz
lk
x,y
*
xy
lk
2s
*
2s
lk
2pz
lk
x,y
*
xy
*
2pz

III.4.2.Phân tử 2 nguyên tử dị hạch AB:
Xét phân tử AB, trong đó A và B là 2 nguyên tố
thuộc chu kỳ 2, giả thiết độ âm điện B>A.
Giản đồ năng lượng MO sắp xếp theo hình 2:
( )2( )2( )4( )1
( )2( )2( )4( )2
Các phân tử BO, CN, CO+
đều có 9 electron hóa trị.
lk
2s
*
2s
lk
x,y
lk
2pz
Các phân tử CO, NO+, CN–
đều có 10 electron hóa trị
lk
2s
*
2s
lk
x,y
lk
2pz
2,5 có
0
3

Cấu hình MO: Bậc l/kết Tính th/từ
 Các trường hợp khác:
( )2( )2( )2( )1( )1
Phân tử NO có 11
electron hóa trị
( )2( )2 ( )4( )2( )1
lk
2s
*
2s
lk
x,y
lk
2pz
*
x,y
2,5 có
Phân tử BN có 8
electron hóa trị, có
tính thuận từ là do
có cấu hình:
lk
x
lk
2s
*
2s
lk
y
lk
2pz
2 có

Giản đồ năng lượng phân tử HF:
*

1
2px 2py 2p
1s
2s 2s
Cấu hình MO: Bậc liên kết
(2s)2( )2(x)2 (y)2
lk

Giản đồ năng lượng phân tử CH4:
*
2p
1s
1s
*
z

x y z
s
*
x
 *
y

( )2( )2( )2( )2
lk
z
lk
s
lk
x
lk
y
4

Giản đồ năng lượng phân tử BeH2:
2s
1s
2pz

lk
s
*
s

lk
z
*
z
lk
y

lk
x

( )2( )2
lk
s
lk
z
2

BÀI TẬP ÁP DỤNG
1. Viết cấu hình electron phân tử OF. So sánh độ
bền của OF và F2. OF có tính thuận từ hay
nghịch từ?
2. So sánh độ dài, năng lượng liên kết của các
ion phân tử và phân tử thuộc dãy sau:
O2, O , O , O
3. Cho biết tiểu phân nào dưới đây là thuận từ:
B2, C2, O2, CN–, NO, NO+.
+
2
–
2
2 –
2

4. Viết cấu hình electron của phân tử CN, xác
định bậc liên kết của CN. Phân tử CN thuận từ
hay nghịch từ?
5. Viết cấu hình electron của phân tử BeN, xác
định bậc liên kết của BeN. Phân tử BeN thuận
từ hay nghịch từ?
6. Xác định bậc của hai tiểu phân NO– và NO+.
So sánh từ tính của hai tiểu phân.
7. Viết cấu hình electron của phân tử CN, CN–
và CN2–. Cho biết tiểu phân nào bền nhất.
8. Viết cấu hình electron của từng tiểu phân OF
và OF–. Xác định bậc liên kết của từng tiểu
phân. Cho biết từ tính của từng tiểu phân.

Chương V:
NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC
Nhiệt động lực học là ngành Vật lý nghiên cứu
dạng nhiệt của chuyển động vật chất và những
quy luật của chuyển động đó.
Nhiệt hóa học là một phần của nhiệt động lực
học nhằm khảo sát sự trao đổi năng lượng đi
kèm theo những biến đổi vật lý, hóa học của
vật chất, có thể giúp ta dự đoán được một số
trường hợp biến đổi có xảy ra được không.

V.1. Định luật bảo toàn và chuyển hóa năng lượng:
V.1.1. Một số khái niệm:
V.1.1.1. Hệ:
Hệ là khoảng không gian có giới hạn xác định
đang được kháo sát về phương diện trao đổi
năng lượng và vật chất, phần còn lại là môi
trường ngoài đối với hệ.
VD: Thực hiện phản ứng trong một bình cầu, hệ là
không gian và các chất hiện diện trong bình, giới
hạn là vách bình, ngoài bình là môi trường
ngoài.

Hệ có trao đổi chất và năng lượng với môi
trường ngoài.
VD: Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2
Khí hidro thoát ra: Hệ bị mất vật chất
Phản ứng tỏa nhiệt: Hệ cung cấp nhiệt cho môi
trường ngoài.

Có 4 loại hệ:
a- Hệ cô lập: Là hệ không trao đổi chất và năng
lượng với môi trường ngoài.
b- Hệ kín (hệ đóng): Là hệ chỉ có trao đổi với
môi trường ngoài năng lượng nhưng không
trao đổi chất.
VD: Phản ứng trong một bình kín, hệ không mất
vật chất nhưng có thể nhận nhiệt vào (nếu
phản ứng thu nhiệt) hoặc cung cấp nhiệt (nếu
phản ứng tỏa nhiệt).

c- Hệ hở (hệ mở): Là hệ có trao đổi cả năng
lượng lẫn vật chất với môi trường ngoài.
VD: Khi đun sôi nước, nhiệt được cung cấp vào
hệ, hệ mất vật chất ra môi trường dưới dạng
hơi nước.
d- Hệ đoạn nhiệt: Là hệ không trao đổi chất và
nhiệt, song có thể trao đổi công với môi
trường.

V.1.1.2. Trạng thái:
Trạng thái là đặc điểm của hệ đang được khảo sát.
Một hệ có trạng thái xác định khi những biến số
xác định những đại lượng của hệ được biết một
cách chính xác như nhiệt, thể tích, áp suất, khối
lượng riêng,…
Các đại lượng này gọi là biến số trạng thái của hệ.
Trạng thái của hệ sẽ thay đổi nếu có ít nhất một
trong những biến số trạng thái thay đổi.
VD: 50 cm3 nước ở 25oC cho biết trạng thái của hệ
nước đang xét, khi đun nước đến 50oC ở cùng áp
suất thì hệ đã có trạng thái khác.

V.1.1.3. Hàm số trạng thái:
Một đại lượng gọi là hàm số trạng thái của hệ,
nếu biến thiên của đại lượng đó chỉ phụ thuộc
vào trạng thái đầu và trạng thái cuối của hệ mà
không phụ thuộc vào cách tiến hành quá trình.
Các biến số trạng thái của hệ như: nhiệt độ T,
áp suất P, thể tích V,…đều là hàm số trạng thái
của hệ vì các biến số đó đặc trưng cho trạng
thái đang xét của hệ.

Một biến thiên hữu hạn (tương đối lớn) của một
biến số trạng thái x trong quá trình được ghi là
x = x2 – x1, trong đó x1, x2 là giá trị của x ở
trạng thái đầu và trạng thái cuối.
Một biến thiên vô cùng nhỏ của biến số trạng
thái x sẽ được ghi là dx hoặc x

Có những đại lượng không phải là hàm số
trạng thái của hệ như nhiệt lượng q, công w.
Nhiệt lượng q và công w mà hệ trao đổi với
môi trường ngoài không những phụ thuộc vào
trạng thái đầu, trạng thái cuối của hệ mà còn
phụ thuộc vào cách tiến hành quá trình, chúng
đặc trưng cho quá trình chứ không phải là biến
số trạng thái của hệ.

Qui ước: người ta dùng ký hiệu  để chỉ những
biến đổi vô cùng nhỏ của những đại lượng
không phải là hàm trạng thái VD: q, w;
và dùng ký hiệu d hoặc  cho những biến thiên
vô cùng nhỏ của các biến số là hàm số trạng
thái VD: dT, dP, dV,…

V.1.1.4. Biến đổi (quá trình):
Một biến đổi được xác định nếu biết rõ trạng
thái đầu và trạng thái cuối.
trạng thái đầu
trạng thái cuối
Đường biến đổi được xác định khi biết được
trạng thái đấu, trạng thái cuối và tất cả các
trạng thái trung gian mà hệ đã trãi qua.
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*
*

Người ta chia các loại biến đổi:
- Biến đổi hở (mở): biến đổi đem hệ từ trạng thái
đầu đến trạng thái cuối khác nhau.
- Biến đổi kín (đóng): biến đổi đem hệ từ trạng
thái đầu đến trạng thái cuối giống nhau.
VD: 50 cm3 nước ở 20oC, 1 atm đun nóng đến
70oC, 1atm rồi làm nguội về 20oC, 1 atm.
- Biến đổi thuận nghịch và không thuận nghịch:
Một cách đơn giản để xác định tính chất thuận
nghịch của một biến đổi là khảo sát xem biến
đổi ngược có xảy ra được hay không khi chỉ
thay đổi rất ít điều kiện thực nghiệm.

Nếu biến đổi ngược xảy ra thì đó là biến đổi
thuận nghịch, còn nếu biến đổi ngược không
xảy ra được thì đó là biến đổi bất thuận nghịch
(biến đổi tự nhiên) VD: sự truyền nhiệt từ
nguồn nóng sang nguồn lạnh, sự rơi tự do,… là
một biến đổi bất thuận nghịch.
VD: Sự đông đặc của nước ở 0oC, 1atm là một
biến đổi thuận nghịch vì biến đổi ngược lại
ứng với nước đá nóng chảy ở >0oC, 1atm có
thể thực hiện được.

- Biến đổi đẳng tích: là biến đổi được thực hiện
trong điều kiện thể tích của hệ không đổi.
- Biến đổi đẳng áp: là biến đổi được thực hiện
trong điều kiện áp suất của hệ không đổi.
- Biến đổi đẳng nhiệt: là biến đổi được thực hiện
trong điều kiện nhiệt độ của hệ không đổi.
- Biến đổi đoạn nhiệt: là biến đổi được thực hiện
trong điều kiện không có sự trao đổi nhiệt
lượng của hệ với môi trường ngoài.

V.1.1.5. Năng lượng:
Sự tương tác giữa hệ với môi trường ngoài có
thể xảy ra sự trao đổi năng lượng.
Có hai cách khác nhau trong sự chuyển năng
lượng từ vật này sang vật khác:
- Nếu sự chuyển năng lượng có liên quan đến sự
thay đổi cường độ chuyển động phân tử thì sự
chuyển năng lượng này được thực hiện dưới
dạng nhiệt.
- Nếu sự chuyển năng lượng có liên quan đến sự
chuyển dịch khối lượng vật chất vĩ mô dưới tác
dụng của một lực nào đó thì sự chuyển năng
lượng này được thực hiện dưới dạng công.

Quá trình Dấu
Công hệ tác động lên môi trường –
Công môi trường tác động lên hệ +
Nhiệt hệ hấp thu từ môi trường
(quá trình thu nhiệt) +
Nhiệt môi trường hấp thu từ hệ
(quá trình tỏa nhiệt) –

Nhận nhiệt q>0
Tạo công w<0
Nhận công w>0 Tỏa nhiệt q<0

V.1.2. Định luật bảo toàn và chuyển hóa năng
lượng:
 Phát biểu định luật bảo toàn và chuyển hóa
năng lượng:
“Năng lượng không tự sinh ra hoặc tự biến mất.
Năng lượng chỉ có thể biến đổi từ dạng này
sang dạng khác theo tỉ lệ tương đương
nghiêm ngặt”.

 Nguyên lý thứ nhất nhiệt động lực học và nội
năng U:
Nội dung nguyên lý thứ nhất của nhiệt động
lực học là kết quả của sự vận dụng định luật
bảo toàn và chuyển hóa năng lượng cho một hệ
có sự trao đổi nhiệt (q) và công (w) với môi
trường ngoài.

VD:
Một xi lanh hình trụ tiết
diện A không có ma sát,
bên trong có khí.
Từ ngoài tác động một công
(w) nén khí đồng thời cung
cấp một nhiệt lượng (q) đun
nóng).
Kết quả nhiệt độ khí tăng
(tức nội năng U tăng)
U = q + w (1)

“Độ tăng nội năng của hệ bằng tổng nhiệt
lượng q với công w mà hệ nhận được từ
môi trường”.
Với biến đổi vô cùng nhỏ; ta có:
U = q + w (1)
dU = dq + dw.

Như vậy, nếu không cung cấp nhiệt cho hệ thì
hệ không thể sản ra công, nghĩa là không thể
chế tạo động cơ vĩnh cữu loại 1.
(Động cơ vĩnh cữu loại 1: Chuyển động thắng
ma sát hoặc sản ra công liên tục mà không tải
năng lượng từ bên ngoài).
Đối với quá trình vòng (chu kỳ) (U = 0) thì
toàn bộ nhiệt lượng q mà hệ nhận chuyển hết
thành công w = – q

Đối với quá trình mở (U = const): Biến thiên nội
năng chỉ phụ thuộc trạng thái đầu và trạng thái cuối
của hệ. Vậy U là một hàm trạng thái:
U =  dU = U2 – U1
2
1
Đối với hệ cô lập q = 0, w = 0.
Do đó U = 0  U2 = U1.
Vậy nội năng của hệ cô lập luôn được bảo toàn.

V.1.3. Nội năng và entalpi:
VD: Một xi lanh hình trụ có tiết
diện A với một piston di chuyển
không ma sát, bên trong có khí.
Môi trường ngoài tác động lên
piston một lực không đổi:
P ngoài =
f ngoài
A
Giả sử khí giản nở, piston di chuyển từ S1 đến S2, ta
nói hệ đã thực hiện một công lên môi trường và có
giá trị bằng:
f ngoài (S2 – S1) = . A (S2 – S1) = Pngoài . V.
f ngoài
A
Khí
giản
nở
S1
S2

Do công của hệ tác động lên môi trường, nên công
mang dấu âm: w = – Pngoài . V. Như vậy:
w < 0 : công giãn nở của hệ chống lại áp suất ngoài
w > 0 : công ép, hệ nhận công bởi áp suất ngoài đè lên.
Nếu Pngoài = 0  w = 0  Sự giãn nở khí trong
chân không (không cung cấp công).
Trường hợp khí giãn nở một thể tích vô cùng
nhỏ dV.
dw = – Pngoài dV
2
1

VD: Tại nhiệt độ không đổi có một khí giãn nở từ 2
lít  6 lít. Tính công thực hiện khi giãn nở:
a. Trong chân không.
b. Chống lại áp suất ngoài không đổi 1,2 atm.
Giải:
a. Áp suất ngoài = 0, công thực hiện là:
w = – Pngoài . V = – 0 (6 – 2) = 0.
b. Áp suất ngoài = 1,2 atm:
w = – 1,2 (6 – 2) = – 4,8 (l. atm)
= – 4,8 . 101,3 = – 486,2 J.
( P = 1 atm = 101,3 KPa)

1Pa (Pascal) = N. m2 (hay kJ.m –1.s –2 )
Jun = công của 1 Newton (N) x khoảng cách
chuyển dịch 1 mét. 1J = 1N x 1m = 107 erg.

Entalpi:
Các phản ứng hóa học thường được thực hiện trong
điều kiện đẳng tích hay đẳng áp:
 Biến đổi đẳng tích:
dU = dq + dw = dq – Pngoài . dV (Giả sử chỉ có
công giãn ép).
dV = 0  dUV = dqV. Với một biến đổi xác định:
UV = qV.
Ý nghĩa: Trong một biến đổi đẳng tích, độ tăng nội
năng của hệ (UV>0) bằng nhiệt lượng của hệ đã
nhận vào (qV >0) hoặc độ giảm nội năng của hệ
(UV<0) bằng nhiệt lượng của hệ đã phóng thích
ra môi trường (qV <0).

Biến đổi đẳng áp:
 P ngoài = P hệ = P.
U = q + w
U2 – U1 = qp – P ngoài (V2 – V1)
U2 – U1 = qp – P(V2 – V1)
 (U2 + PV2) – (U1 + PV1) = qp
Do P = P1 = P2, nên ta có thể viết:
(U2 + P2V2) – (U1 + P1V1) = qp
Đặt H = U + PV, ta có: qp = H2 – H1 = H.
H = U + (PV).
Với khí lý tưởng: PV = nRT
 H = U + (nRT)  H = U + RT.n

(n = n2 – n1 = n khí sản phẩm – nkhí tác chất) 
entalpi khí lý tưởng chỉ phụ thuộc nhiệt độ.
VD1: Cho 2 mol khí CO tác dụng với 1 mol khí
O2 tạo thành 2 mol khí CO2. Tính biến thiên nội
năng của hệ ở 1atm và 25oC nếu quá trình diễn
ra trong điều kiện đẳng tích.
Giải:
2CO(k) + O2(k)  2CO2(k) Ho = –566,0 kJ.
Biến thiên số mol khí: n = 2 – 3 = –1 mol.
U = H – RT.n. (R = 8,314 x 10–3 )
= –566,0 – (8,314 x 298 x 10–3) (–1) = –563,5 kJ.
H = U + RT.n

VD2: Cung cấp 1 nhiệt lượng 1 kcal cho 1200 lít
khí oxi trong một xi lanh tại áp suất không đổi
1atm, khí oxi đã giãn nở tới thể tích 1500 lít.
Tính U ?
Giải:
qp = + 1kcal = + 4,184 kJ. Khí giãn nở đẳng áp
nên: Hp = qp = +4,184 kJ.
H = U + PV  U = H – PV.
Trong đó, P = 1 atm = 101,3 kPa, V = 1500 –
1200 = 300 dm3 = 0,3 . 10–3 m3.
U = +4,184 – 101,3 . 0,3 . 10–3 = +4,154 kJ.
 Nội năng của hệ tăng 4,154 kJ.

V.1.4. Nhiệt dung:
- Nhiệt dung là nhiệt lượng cần thiết để đun nóng
một lượng chất lên 1oC
- Nhiệt dung riêng là nhiệt lượng cần thiết để
nâng 1 gam lượng chất lên 1oC
- Nhiệt dung mol là nhiệt lượng cần thiết để nâng
1 mol chất lên 1oC.

Gọi q là nhiệt lượng cần cung cho 1 mol chất
để nâng nhiệt độ từ T1  T2 mà không xảy ra
quá trình biến đổi chất cũng như biến đổi pha,
thì nhiệt dung mol trung bình C được xác định
là:
C = =  q = C (T2 – T1)
q
T2 – T1
q
T
Đối với n mol chất, ta có: q = nC (T2 – T1) .

V.1.5. Khí lý tưởng và nguyên lý thứ nhất:
V.1.5.1. Quá trình đẳng tích:
dV = 0  Không có công giãn nở  w = 0.
Nhiệt: qv = Uv = n  Cv dT
qv = Uv = nCv (T2 – T1) .
T2
T1

V.1.5.2. Quá trình đẳng áp: (P = const)
qp = Hp = nCp (T2 – T1)
V.1.5.3. Quá trình đẳng nhiệt: (thể tích tỉ lệ
nghịch với áp suất).
Công: w = –PV = –  dV = – nRT 
nRT
V
dV
V
= – nRT ln = – 2,303 nRT lg
V2
V1
V2
V1
V2
V1
V2
V1
Nhiệt: UT = 0
 qT = –wT = nRT ln = nRT ln
V2
V1
P1
P2

V.2. Nhiệt hóa học:
V.2.1. Hiệu ứng nhiệt phản ứng:
V.2.1.1.Nhiệt phản ứng đẳng tích, đẳng áp:
Nhiệt phản ứng của một phản ứng là lượng nhiệt
trao đổi với môi trường ngoài khi phản ứng đó
được thực hiện. Với một phản ứng thì tác chất là
trạng thái đầu còn sản phẩm là trạng thái cuối
của hệ.
qv = UV = nội năng sản phẩm – nội năng tác chất.
qp = HP = entalpi sản phẩm – entalpi tác chất.
(qp, HP > 0: phản ứng thu nhiệt; qp, HP < 0:
phản ứng tỏa nhiệt).

V.2.1.2. Hệ thức liên hệ giữa qv với qp của một phản
ứng:
Do các phản ứng thực hiện hầu hết ở điều kiện
đẳng áp (thông với khí quyển), đẳng nhiệt, nên ta
có biểu thức:
H = U + PV  HP = UP + (PV)p= UP + PV
Với tác chất và sản phẩm đều ở trạng thái rắn, lỏng:
 V = 0 (vì ở trạng thái rắn, lỏng sự thay đổi thể
tích không đáng kể)
 HP = UP = UV  qp = qv

Vậy khi phản ứng thực hiện ở điều kiện đẳng áp,
tác chất, sản phẩm không có chất khí thì nhiệt phản
ứng đẳng áp bằng nhiệt phản ứng đẳng tích.
Với phản ứng có chất khí:
Các khí này coi như khí lí tưởng.
PV = PV cuối – PV đầu (vì đẳng áp, P không đổi)
= n’RT – nRT = nRT (vì đẳng nhiệt)
n = hệ số mol khí sản phẩm
– hệ số mol khí tác chất.

VD: N2 (k) + 3H2 (k)  2NH3 (k)
n = 2 – (1 + 3) = – 2
H2 (k) + Cl2 (k)  2HCl (k) n = 2 – (1 + 1) = 0
CaCO3 (r)  CaO (r) + CO2 (k)
n = 0 + 1 – 0 = 1
 HP = UP + nRT
 Uv + nRT
 qp = qv + nRT
Nếu n = 0: Tổng số mol tác chất và sản phẩm bằng
nhau.  qp = qv

V.2.1.3. Phương trình nhiệt hóa học:
Một phương trình nhiệt hóa học gồm:
- Phương trình phản ứng hóa học.
- Trạng thái tập hợp các chất trong phản ứng
(rắn, lỏng hay khí).
- Nhiệt phản ứng trao đổi: qp hay qv.

VD: H2 (k) + ½ O2 (k)  H2O (l)
H = – 285,9 kJ
Để thống nhất cách công bố kết quả nhiệt
động học, người ta chọn trạng thái chuẩn xác
định ở 1 atm và T = 298oK (hay 25oC).
O
298oK
Phương trình cho biết: 1 mol khí H2 hóa hợp
với ½ mol khí O2 tạo ra 1 mol nước dạng
lỏng, lượng nhiệt tỏa ra là 285,9 kJ ở 1 atm,
25oC.

V.2.1.4. Định luật Hess:
Nếu một phản ứng xảy ra theo nhiều giai đoạn
ở điều kiện đẳng áp thì nhiệt trao đổi qp với
môi trường ngoài bằng tổng số nhiệt trao đổi
với môi trường trong mỗi giai đoạn, qp tổng
quát chỉ phụ thuộc trạng thái đầu và trạng thái
cuối của hệ mà thôi.
Với phản ứng: A + B C + D
H = ?
O
298oK

A + B C + D
E + F G + H
H = ?
O
298oK
O
298oK
(H )3
(H )1
O
298oK
(H )2
O
298oK
Nếu có biến đổi khác:
Thì: H = (H )1 + (H )2 + (H )3
O
298oK
O
298oK
O
298oK
O
298oK

VD: Tính nhiệt phản ứng của:
2C(graphit) + O2 (k)  2CO (k)
Biết:
C(graphit) + O2(k)  CO2(k) H = – 393,5 kJ
2CO(k) + O2(k)  2CO2(k) H = – 566 kJ.
Có hai cách để tính H của phản ứng trên:
O
298oK
O
298oK
O
298oK

Cách 1:
Tạo chu trình:
2C (graphit) + O2 (k) 2CO (k)
2CO2 (k)
(+ O2 (k))
O
298oK
H = ?
2(– 393,5 kJ)
(+ O2 (k))
–(– 566 kJ)
 H = 2(– 393,5 kJ) + [–(– 566 kJ)]
= – 211 kJ < 0 : phản ứng tỏa nhiệt.
O
298oK

Cách 2: phương pháp đại số:
2C(graphit) + 2O2(k)  2CO2(k) 2(– 393,5 kJ)
2CO2(k)  2CO(k) + O2(k) –(– 566 kJ)
2C(graphit) + O2(k)  2CO(k)
có H = 2(– 393,5 kJ) + [–(– 566 kJ)] = – 211 kJ
O
298oK

* Các hệ quả định luật Hess:
a. Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng bằng tổng
nhiệt tạo thành của các sản phẩm trừ tổng nhiệt
tạo thành của các tác chất (có kể các hệ số của
phương trình phản ứng).
Htt = Htt (sp) – Htt (tc)
O
298oK

b. Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng bằng tổng nhiệt
đốt cháy của tác chất trừ tổng nhiệt đốt cháy của
sản phẩm (có kể các hệ số của phương trình phản
ứng).
c. Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng bằng tổng năng
lượng liên kết có trong phân tử các tác chất trừ
tổng năng lượng liên kết có trong phân tử các sản
phẩm (có kể các hệ số của phương trình phản
ứng).
Hđc = Hđc (tc) – Hđc (sp)
Hlk = Hlk (tc) – Hlk (sp)
O
298oK
O
298oK

* Bài tập áp dụng:
5.20. (SBT)
A + B  C + D Ho = –10,0 kJ
C + D  E. Ho = +15,0 kJ
Tính hiệu ứng nhiệt đẳng áp của từng quá trình sau đây:
a. C + D  A + B
b. 2C + 2D  2A + 2B
c. A + B  E
Giải:
a. C + D  A + B Ho = +10,0 kJ
b. 2C + 2D  2A + 2B Ho = +20,0 kJ
c. A + B  E Ho = (–10,0) + (+15,0)
= +5,0 kJ

5.21. Từ các giá trị biến thiên entalpi tiêu chuẩn
của 2 phản ứng:
S(thoi) + O2(k)  SO2(k) Ho = –296,06 kJ
S(đơn tà) + O2(k)  SO2(k) Ho = –296,36 kJ
Tính biến thiên entalpi tiêu chuẩn của quá trình:
S(thoi)  S(đơn tà)
Giải:
Hđc = Hđc (tc) – Hđc (sp)
S(thoi)  S(đơn tà)
H = (–296,06 ) – (–296,36) = + 0,30 kJ.
O
298oK
O
298oK

5.22. Từ các giá trị biến thiên entalpi tiêu chuẩn của
2 phản ứng sau:
2Al(r) + 3/2O2(k)  Al2O3(r) Ho = –1601 kJ
2Fe(r) + 3/2O2(k)  Fe2O3(r) Ho = –281 kJ
Hãy tính biến thiên entalpi tiêu chuẩn của quá trình:
2Al(r) + Fe2O3(r)  Al2O3(r) + 2Fe(r)
Giải: Cách 1: Tạo chu trình:
2Al (r) + 3/2 O2 (k) Al2O3 (r)
Fe2O3 (r) 2Fe (r)+ 3/2 O2 (k)
H = (–1601) + [–(–281)] = –1320 kJ.
(–1601 kJ)
(–281 kJ)
Ho = ?
O
298oK

2Al(r) + 3/2O2(k)  Al2O3(r) Ho = –1601 kJ
Fe2O3(r)  2Fe(r)+ 3/2 O2(k) Ho = –(–281 kJ)
2Al(r) + Fe2O3(r)  Al2O3(r) + 2Fe(r)
H = (–1601) + [–(–281)] = –1320 kJ.
O
298oK

5.23. Từ các dữ kiện sau:
C(than chì) + O2(k)  CO2(k) H0 = – 393,5 kJ
H2(k) + ½ O2(k)  H2O(l) H0 = – 285,8 kJ
2C2H6(k) + 7O2(k)  4CO2(k) + H2O(l)
H0 = – 3119,6 kJ
Tính biến thiên entalpi tiêu chuẩn của phản ứng:
2C(than chì) + 3H2(k)  C2H6(k)
H0 = ?

5.23. Giải: Cách 1 tạo chu trình:
C2H6 (k) + 7/2O2 (k) 2CO2 + 3H2O
2C + 3H2
(–3119,6 . ½ kJ)
(–393,5 kJ)
(–285,8 kJ)
Ho = ?
H = 2(–393,5) + 3(–285,8) + [–(–3119,6)½ ]
= –84,6 kJ.
O
298oK

2C + 2O2  2CO2 Ho = –393,5 . 2
3H2 + 3/2 O2  3H2O Ho = –285,8 . 3
2CO2 + 3H2O  C2H6 + 7/2 O2 Ho = –(–3119,6)½
2C + 3H2  C2H6
H = 2(–393,5) + 3(–285,8) + [–(–3119,6)½ ]
= –84,6 kJ.
O
298oK

5.24. Từ các dữ kiện sau:
C(than chì) + O2(k)  CO2(k) H0 = – 393,5 kJ
H2(k) + ½ O2(k)  H2O(l) H0 = – 285,8 kJ
CH3OH(l) + 3/2O2(k)  CO2(k) + 2H2O(l)
H0 = – 726,4 kJ
Tính biến thiên entalpi tiêu chuẩn của phản úng
(chính là entalpi tạo thành mol tiêu chuẩn của
metanol)
C(than chì) + 2H2(k) + ½ O2(k)  CH3OH(l)
Ho = ?

5.24. Giải: Cách 1 tạo chu trình:
CH3OH + 3/2 O2 CO2 + 2H2O
C + 2H2
 H = –393,5 + 2(–285,8) + [–(–726,4)]
= –238,7 kJ.
–(–762,4 kJ)
(–285,8 kJ).2
(–393,5 kJ)
+ ½ O2
O
298oK

C + O2  CO2 Ho = –393,5
2H2 + O2  2H2O Ho = –285,8 . 2
CO2 + 2H2O  CH3OH + 3/2 O2 Ho = –(–726,4)
C + 2H2 + ½ O2  CH3OH Ho = ?
 H = –393,5 + 2(–285,8) + [–(–726,4)]
= –238,7 kJ.
O
298oK

V.2.1.5. Một số ứng dụng của định luật Hess:
Tìm hiệu ứng nhiệt của phản ứng.
VD: Xác định hiệu ứng nhiệt của quá trình:
C than chì (r)  C kim cương (r). Ho = ?
C than chì (r) + O2 (k)  CO2 (k)
Ho
1 = –393,51 kJ.
C kim cương (r) + O2 (k)  CO2 (k)
Ho
2 = –395,41 kJ.

C than chì (r) Ckim cương (r)
CO2
H2
H
H1
H2
Ho = –393,51 + –(–395,41) = 1,9 kJ.

Tìm nhiệt tạo thành một chất.
VD: Xác định nhiệt tạo thành của axetilen qua
phương trình sau:
2C graphit (r) + H2 (k)  C2H2 (k) Ho = ?
Cho biết:
C graphit (r) + O2 (k)  CO2 (k) Ho = –393,5 kJ.
H2 (k) + ½ O2 (k)  H2O (l) Ho = –285,8 kJ.
C2H2 (k) + 5/2 O2 (k)  2CO2 (k) + H2O (l)
Ho = –1299,4 kJ.

C + H2 C2H2
CO2 + H2O
2C + 2O2  2CO2
H2 + ½ O2  H2O
H2O + 2CO2  C2H2 + 5/2 O2
2C + H2  C2H2
Ho = (–393,5 . 2) + (–285,8) + (1299,4)
= + 226,6 kJ.

Xác định năng lượng liên kết
VD: Xác định năng lượng trung bình các liên kết O–H
trong phân tử H2O. Biết năng lượng liên kết H–H :
435,9 kJ; O = O : 498,7 kJ khi đốt cháy đẳng áp sinh
ra 2 mol H2O tỏa ra 483,68 kJ.
Giải:
2H2 + O2  2H2O Ho = –483,68 kJ.
H = H (tchất) – H (sphẩm)
–483,68 = 2. 435,9 + 498,7 – 4 H (O – H).
o
lk
o
lk
o
lk
o
lk
 H (O – H) = ¼ (2 . 435,9 + 498,7 + 483,68)
= 463,545 kJ.
o
lk

Xác định năng lượng mạng tinh thể:
VD1: Xác định năng lượng mạng tinh thể muối
ăn NaCl.
Theo chu trình Born – Haber
Na(r) + ½ Cl2(k) NaCl(r)
A
B D
C
H(A) = –410,7 kJ/mol
Na(r)  Na(k) H1 = +107,6 kJ/mol.
½ Cl2(k)  Cl(k) H2 = +120,0 kJ/mol
H(B) = 227,6 kJ

Na(k) + Cl(k) Na+(k) + Cl–(k)

Na(k) – e  Na+(k) H3 = +495,8 kJ/mol.
Cl(k) + e  Cl–(k) H4 = –348,8 kJ/mol
H(C) = 147,0 kJ

 Năng lượng mạng tinh thể muối ăn:
H(A) = H(B) + H(C) + H(D)
 H(D) = –785,3 kJ/mol
 Năng lượng mạng tinh thể muối ăn: 785,3 kJ/mol.

VD2: Tính năng lượng mạng tinh thể Uo của
CaCl2 biết:
SCa = 192,0 kJ/mol; I1(Ca) = 600,0 kJ/mol ;
I2(Ca) = 1145,0 kJ/mol; DCl – Cl = 243,0 kJ/mol;
ECl = –364,0 kJ/mol và
H = –795,0 kJ/mol.
S: entalpi thăng hoa
I: năng lượng ion hóa
D: năng lượng phân li liên kết
E: Ái lực với electron
O
298oK CaCl2 tinh thể)

Giải:
S
Ca+(k)
2Cl(k)
Uo
Ca(k)
D
2E
Ca2+(k) + 2Cl –(k)
I1
Ho
Ca(r) + Cl2(k) CaCl2
I2
H = S + I1 + I2 + D + 2E + Uo
O
 Uo = H – (S + I1 + I2 + D + 2E )
O
= –795,0 – (192,0 + 600,0 + 1145,0 + 243,0 – 2.364,0)
= –2247 kJ/mol
Uo
Theo chu trình Born – Haber

VD3: Tính năng lượng tạo thành mạng tinh thể của
ion CaF2 từ các dữ kiện:
Entalpi tạo thành tiêu chuẩn của CaF2 (r) = –1219,6
KJ mol–1.
Entalpi thăng hoa của của Ca (r): +179,3 KJ mol–1
Năng lượng phân li liên kết F2 ( k): +139 KJ mol–1.
Năng lượng ion hóa của Ca: I1 + I2 = +1731 KJ
mol–1.
Ái lực với electron của Flo: E = – 327,9 KJ mol–1.

Giải:
Ta có sơ đồ:
Ca(r) + F2(k) CaF2(r)
2F(k) 2F–(k)
Ca(k) Ca2+(k)
+1731
2 x –327,9
– 1219,6
+179,3
+139 U
+
Áp dụng định luật Hess:
–1219,6 = +179,3 + 139 + 1731 + 2(–327,9) + U
 U = –2613,1 KJ mol–1.

Tính năng lượng tạo thành mạng tinh thể của
ion MgS từ các dữ kiện:
Entalpi tạo thành tiêu chuẩn của MgS (r) = –343,9
KJ mol–1.
Entalpi thăng hoa của của Mg (r): +152,7 KJ mol–1.
Năng lượng phân li cho 1 mol nguyên tử lưu huỳnh:
+557,3 KJ mol–1.
Năng lượng ion hóa của Mg: I1 + I2 = +2178,2 KJ
mol–1.
Ái lực với electron của lưu huỳnh: E1 + E2 = –302,9
KJ mol–1.
VD4:

Ta có sơ đồ:
Mg(r) + 1/8 S8(r) MgS (r)
Giải:
S(k) S2–(k)
Mg(k) Mg2+(k)
+
– 343,9
–302,9
+557,3 U
+152,7
+2178,2
Áp dụng định luật Hess:
–343,9 = +152,7 + 557,3 – 302,9 + +2178,2 + U
 U = –2929,2 KJ mol–1.

HÓA ĐẠI CƯƠNG (1).pptx

Recommended

Recommended

More Related Content

Similar to HÓA ĐẠI CƯƠNG (1).pptx

Similar to HÓA ĐẠI CƯƠNG (1).pptx (20)

HÓA ĐẠI CƯƠNG (1).pptx