Tham chiếu: Entanpi tạo thành chuẩn (kJ/mol, 298 K)
| Hợp chất | ΔH°f | Hợp chất | ΔH°f | Hợp chất | ΔH°f |
|---|
| H₂O(l) | -285.8 | CO₂(g) | -393.5 | CH₄(g) | -74.8 |
| H₂O(g) | -241.8 | CO(g) | -110.5 | C₂H₆(g) | -84.7 |
| NH₃(g) | -45.9 | NO(g) | +90.3 | C₂H₄(g) | +52.3 |
| HCl(g) | -92.3 | NO₂(g) | +33.2 | C₂H₂(g) | +226.7 |
| NaCl(s) | -411.2 | SO₂(g) | -296.8 | C₆H₆(l) | +49.0 |
| CaO(s) | -635.1 | SO₃(g) | -395.7 | CH₃OH(l) | -238.7 |
| CaCO₃(s) | -1206.9 | H₂SO₄(l) | -814.0 | C₂H₅OH(l) | -277.7 |
Năng lượng liên kết (kJ/mol): H-H 436, C-H 413, C-C 348, C=C 614, C≡C 839, O-H 463, C-O 358, C=O 799, Cl-Cl 243, H-Cl 431, N≡N 941, O=O 498, N-H 391.
Nhiệt hóa học là gì?
Nhiệt hóa học là sổ sách năng lượng của các phản ứng hóa học: năng lượng đi đâu, với lượng nào, và theo lịch trình nào. Đơn vị cốt lõi là nhiệt (q, joule), đo bằng cách cho phản ứng chạy bên trong nhiệt lượng kế và quan sát một khối lượng nước đã biết thay đổi nhiệt độ. Quy tắc chủ đạo là Định luật thứ nhất — năng lượng được bảo toàn, không bao giờ được tạo ra hay mất đi, chỉ được chuyển giữa các liên kết hóa học và môi trường xung quanh — và mọi thứ trên trang này (nhiệt dung riêng, định luật Hess, entanpi tạo thành, năng lượng tự do Gibbs) đều là định luật đó đội những chiếc mũ khác nhau.
Quy tắc duy nhất cần nhớ: entanpi là một hàm trạng thái — nó chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và cuối, không bao giờ phụ thuộc vào đường đi giữa chúng. Chính tính chất duy nhất đó làm cho định luật Hess hợp lệ và bảng tham chiếu bên dưới dùng được.
Nhiệt so với nhiệt độ
Nhiệt độ đo độ rung trung bình của các phân tử; nhiệt là năng lượng tổng cộng được truyền khi độ rung đó thay đổi. Khung Nhiệt dung riêng dùng q = mcΔT để chuyển đổi giữa chúng: mẫu đun 100 g nước (c = 4,184 J/g·°C) từ 20 °C lên 80 °C, cần q = 100 × 4,184 × 60 = 25104 J = 25,104 kJ, được hấp thụ theo kiểu thu nhiệt. Nhiệt dung riêng lớn bất thường của nước là lý do nó là chất làm mát được ưa chuộng và là bánh đà của khí hậu: cùng số joule đó sẽ làm nhiệt độ một nồi kim loại dao động mạnh thì lại hầu như không làm ấm một ấm nước. Nhiệt dung riêng vượt trội của nước là liên kết hydro đang hoạt động: mỗi joule phải tháo gỡ một phần mạng lưới trước khi các phân tử có thể chuyển động nhanh hơn.
Phá vỡ liên kết tốn kém, tạo liên kết sinh lợi
Biến thiên entanpi của một phản ứng đơn giản là hiệu của sổ sách: ΔH ≈ ΣBE(bị phá) − ΣBE(được tạo). Phá vỡ liên kết H–H (436) và Cl–Cl (243) tốn 679 kJ/mol; tạo hai liên kết H–Cl (mỗi cái 431) hoàn lại 862 kJ/mol; mẫu của khung Năng lượng liên kết cho kết quả thuần −183 kJ/mol, tỏa nhiệt — H2 + Cl2 → 2HCl giải phóng nhiệt vì các sản phẩm giữ nguyên tử của chúng chặt hơn các chất phản ứng. Quy ước dấu là phổ quát: ΔH âm nghĩa là hệ giải phóng nhiệt (tỏa nhiệt, như đốt cháy), dương nghĩa là hệ hấp thụ (thu nhiệt, như băng tan).
Định luật Hess và entanpi tạo thành
Vì entanpi là hàm trạng thái, bạn có thể xây bất kỳ phản ứng nào từ bất kỳ bậc thang bước đã biết thuận tiện nào và cộng các entanpi — tổng không phụ thuộc đường đi. Sổ sách được chuẩn hóa qua entanpi tạo thành chuẩn, ΔH°f: entanpi để tạo một mol hợp chất từ các nguyên tố của nó ở trạng thái chuẩn, điều này làm cho giá trị riêng của mọi nguyên tố bằng không theo định nghĩa. Mẫu của khung Tạo thành là nguyên mẫu: C(r) + O2(k) → CO2(k) là (0 + 0) ở vế trái và −393,5 ở vế phải, nên ΔH°pư = −393,50 kJ/mol — bảng tham chiếu ở trên được chuẩn bị cho đúng loại phép cộng này: sản phẩm trừ chất phản ứng, mỗi cái nhân với hệ số hóa học của nó.
Entropi: đếm các cách sắp xếp
Entropi (S) đếm số cách sắp xếp vi mô mà một trạng thái có — khí thắng lỏng, lỏng thắng tinh thể, hỗn hợp thắng chất nguyên chất. Định luật thứ hai đòi hỏi entropi của vũ trụ tăng trong mọi quá trình tự phát, điều này tách gọn thành: ΔSvũ trụ = ΔShệ + ΔSmôi trường, trong đó phần của môi trường là ΔSmôi trường = −ΔH/T — phản ứng tỏa nhiệt phân tán nhiệt vào môi trường và làm tăng entropi của nó. Mẫu của khung Entropi: một phản ứng tỏa nhiệt −100 kJ/mol ở 298 K đổ +335,570 J/mol·K vào môi trường; với ΔShệ = 150, vũ trụ thu được 485,570 J/mol·K và quá trình tự phát.
Năng lượng tự do Gibbs: kết luận
J. Willard Gibbs gộp hai sổ thành một con số: ΔG = ΔH − TΔS. Mẫu của khung Gibbs chạy một phản ứng thuận lợi nhưng lộn xộn — ΔH = −100 kJ/mol, ΔS = −50 J/mol·K ở 298 K — và trả về ΔG = −100 − 298(−0,05) = −85,10 kJ/mol, tự phát. Bốn tổ hợp dấu đáng để ghi nhớ: tỏa nhiệt + entropi tăng luôn tự phát; thu nhiệt + entropi giảm không bao giờ; hai trường hợp hỗn hợp phụ thuộc vào nhiệt độ, đó chính xác là lý do băng chỉ tan trên 273 K (TΔS vượt ΔH). Ở cân bằng ΔG = 0, và năng lượng tự do chuẩn liên hệ với hằng số cân bằng qua ΔG° = −RT ln K.
Những hiểu lầm phổ biến
- Tỏa nhiệt nghĩa là tự phát. Không: sổ entropi cũng phải cân bằng. Hòa tan nhiều muối là thu nhiệt nhưng vẫn tự phát, vì sự gia tăng độ hỗn loạn trả tiền.
- Nhiệt và nhiệt độ là cùng một thứ. Một bồn tắm ở 30 °C chứa nhiều nhiệt hơn hẳn một cốc ở 90 °C; q = mcΔT cho thấy khối lượng và nhiệt dung cũng có phần quyết định.
- Hình thành liên kết cần năng lượng. Ngược lại: hình thành liên kết luôn giải phóng năng lượng — năng lượng được giải phóng đó chính là thứ mà các phản ứng tỏa nhiệt thu hoạch.
- Năng lượng liên kết dự đoán chính xác ΔH. Chúng là trung bình trên nhiều phân tử; dấu ≈ trong công thức của khung là trung thực. Entanpi tạo thành là công cụ chính xác.
Công cụ liên quan: Cân bằng hóa học (nơi ΔG° gặp K), Định luật khí (công PΔV mà nhiệt trao đổi), và Động học (tự phát không đồng nghĩa với nhanh).
