ĐÁNH GIÁ MỨC ĐỘ TỰ DIỄN BIẾN CỦA PHẢN ỨNG

Một số tài liệu viết rằng "thường thì các phản ứng có biến thiên enthalpy chuẩn ΔᵣHᵒ < 0 sẽ xảy ra thuận lợi". Phát biểu này cần được làm rõ thêm để tránh hiểu nhầm và thiết kế bài tập sai. Khi đánh giá một phản ứng có diễn ra thuận lợi hay không, cần xét hai phương diện: nhiệt động lực học (phản ứng phải thuận lợi về mặt năng lượng) và động hóa học (tốc độ phản ứng diễn ra nhanh hay chậm). Ví dụ, phản ứng giữa hydrogen và oxygen tạo thành nước: 2H₂(k) + O₂(k) → 2H₂O(l) là phản ứng tỏa nhiệt rất mạnh (ΔᵣHᵒ rất âm) nhưng không tự diễn biến ở nhiệt độ thường do năng lượng hoạt hóa rất cao. Về phương diện nhiệt động lực học, ta dựa vào phương trình năng lượng tự do Gibbs:

ΔG = ΔH – TΔS

trong đó ΔH là biến thiên enthalpy (thước đo nhiệt hàm), ΔS là biến thiên entropy (thước đo mức độ mất trật tự của hệ), T là nhiệt độ tuyệt đối. Cả ΔH và ΔS đều phụ thuộc vào nhiệt độ, tuy nhiên trong khoảng nhiệt độ không quá lớn (thường < 500K), có thể xem ΔH, ΔS không đổi. Năng lượng tự do Gibbs ΔG là thước đo khả năng tự diễn biến của phản ứng:

• ΔG < 0 ⇒ phản ứng tự diễn biến theo chiều thuận.
• ΔG > 0 ⇒ phản ứng không tự diễn biến theo chiều thuận.

Về cơ bản, nếu ΔH càng âm (tỏa nhiệt) và ΔS càng dương (mất trật tự) thì ΔG càng âm và phản ứng càng thuận lợi. Trong nhiều phản ứng ở nhiệt độ không quá cao, |ΔH| thường vào khoảng vài trăm kJ/mol trong khi |ΔS| chỉ vài chục đến vài trăm J/mol·K, khiến tỉ số |ΔH/ΔS| ≈ 1000. Lúc này, ΔH thường có vai trò quyết định. Tuy nhiên, do ΔG = ΔH − TΔS nên ảnh hưởng của ΔS sẽ tăng theo nhiệt độ. Tại nhiệt độ đủ cao (đến ngưỡng T ≈ |ΔH/ΔS|) thì yếu tố entropy có thể đóng vai trò quyết định.

Tổng kết lại thì trong chương trình giảng dạy Hóa học phổ thông, có thể tạm chấp nhận việc đánh giá mức độ thuận lợi (về mặt nhiệt động lực học) của phản ứng chỉ dựa vào biến thiên enthalpy (đặc biệt là khi ΔH rất âm, với độ lớn cỡ vài trăm kJ/mol), nhưng không được “tuyệt đối hóa” quan điểm này.