Máy tính nhiệt phản ứng ΔH (định luật Hess) online

Máy tính nhiệt phản ứng ΔH theo định luật Hess online. Công thức ΔH°pư = Σ(n·ΔH°f sản phẩm) − Σ(n·ΔH°f phản ứng). Thư viện 55+ chất nhiệt tạo thành chuẩn từ NIST. Hỗ trợ thêm/bớt dòng động — phù hợp đa dạng phản ứng.

Máy tính

Tính nhiệt phản ứng theo định luật Hess: ΔH°pư = Σ(n·ΔH°f sản phẩm) − Σ(n·ΔH°f chất tham gia). Chọn chất từ thư viện 50+ hợp chất chuẩn hoặc nhập ΔH°f tự nhập. Δ negative → tỏa nhiệt, Δ positive → thu nhiệt.

Chất tham gia (reactants)

Sản phẩm (products)

Công thức & ví dụ

Định luật Hess (1840):

Nhiệt phản ứng không phụ thuộc vào con đường thực hiện, chỉ phụ thuộc trạng thái đầu và cuối.

Công thức tính ΔH°pư qua ΔH°f:

ΔH°pư = Σ (n·ΔH°f)_sản_phẩm − Σ (n·ΔH°f)_phản_ứng

(n = hệ số trong phương trình cân bằng)

Ví dụ: Đốt cháy methan: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Tra ΔH°f (kJ/mol):

  • CH4(g): −74.85
  • O2(g): 0 (đơn chất bền)
  • CO2(g): −393.51
  • H2O(l): −285.83

ΔH°pư = [1×(−393.51) + 2×(−285.83)] − [1×(−74.85) + 2×0]

= (−393.51 − 571.66) − (−74.85) = −965.17 + 74.85 = −890.32 kJ/mol

→ Phản ứng TOẢ NHIỆT mạnh (đốt cháy 1 mol CH4 toả 890 kJ).

ΔH°f một số chất thường gặp (kJ/mol):

Chất ΔH°f Chất ΔH°f
H2O(l) −285.83 NH3(g) −45.94
H2O(g) −241.83 HCl(g) −92.31
CO2(g) −393.51 NaCl(s) −411.12
CO(g) −110.53 CaCO3(s) −1206.92
CH4(g) −74.85 SO2(g) −296.83
C2H6(g) −84.0 SO3(g) −395.72
C2H5OH(l) −277.69 HNO3(l) −174.10

Hướng dẫn sử dụng

  1. Thêm chất phản ứng (bên trái mũi tên): chọn chất + hệ số mol. Có thể thêm nhiều dòng.
  2. Thêm chất sản phẩm (bên phải): chọn chất + hệ số.
  3. Mỗi chất tự động tra ΔH°f (nhiệt tạo thành chuẩn) từ thư viện.
  4. Nhấn “Tính ΔH°pư”. Kết quả gồm:
    • ΔH°pư (kJ/mol)
    • Phân loại: toả nhiệt (ΔH < 0) hay thu nhiệt (ΔH > 0)
    • Bảng chi tiết từng chất + đóng góp

Lưu ý: ΔH°f của các đơn chất ở trạng thái bền (O2 khí, C than chì, Fe rắn…) = 0 theo quy ước. Đề thi VN thường cho sẵn các ΔH°f cần thiết, không yêu cầu nhớ.

Câu hỏi thường gặp

ΔH âm và dương khác gì nhau?

ΔH < 0: phản ứng TOẢ NHIỆT (exothermic) — môi trường nhận năng lượng, ấm lên. Vd đốt cháy nhiên liệu, trung hoà acid-baz. ΔH > 0: phản ứng THU NHIỆT (endothermic) — cần năng lượng từ môi trường, lạnh đi. Vd quang hợp, phân huỷ CaCO3.

Tại sao ΔH°f của đơn chất bằng 0?

Theo quy ước, ΔH°f là nhiệt tạo thành 1 mol chất từ các đơn chất ở trạng thái bền vững nhất. Đơn chất ở dạng bền (O2, N2, C than chì, Fe rắn, H2...) "tạo thành chính nó" → 0. Quy ước này giúp đặt mốc đo cho mọi hợp chất khác.

Định luật Hess áp dụng được khi không biết ΔH°f không?

Có. Hess cho phép cộng/trừ các phương trình phản ứng đã biết ΔH để suy ra ΔH của phản ứng cần. Vd biết ΔH của (A→B) và (B→C), suy ΔH(A→C) = ΔH(A→B) + ΔH(B→C). Đây là cách tính ΔH của phản ứng khó đo trực tiếp.

ΔH có phụ thuộc nhiệt độ không?

Có nhưng ít. ΔH° là ở 25°C, 1 atm. Ở nhiệt độ khác, ΔH chỉ thay đổi nhẹ (vài %) qua nhiệt dung Cp. Trong THPT thường giả định ΔH không phụ thuộc T. Hoá học vật lý mới quan tâm chính xác hơn.