반응의 엔탈피 변화는 반응이 일정한 압력으로 발생하면 반응이 발생함에 따라 흡수되거나 방출되는 열의 양입니다. 특정 상황과 사용 가능한 정보에 따라 다른 방식으로 계산을 완료합니다. 많은 계산의 경우 Hess의 법칙은 사용해야하는 주요 정보이지만 제품과 반응물의 엔탈피를 알고 있다면 계산이 훨씬 간단합니다.
tl; dr (너무 길다; 읽지 않았다)
간단한 공식을 사용하여 엔탈피의 변화를 계산할 수 있습니다. - h 반응물
엔탈피의 정의
엔탈피 (h)의 정확한 정의는 내부 에너지 (U)의 합과 압력 (p) 및 부피 (v)의 산물입니다. 기호로 이것은 다음과 같습니다.
h =u + pv
따라서 엔탈피 (∆H)의 변화는 다음과 같습니다.
∆H =∆U + ∆P∆V
여기서 델타 기호 (∆)는“변화”를 의미합니다. 실제로 압력은 일정하게 유지되고 위의 방정식은 다음과 같이 더 잘 표시됩니다.
∆H =∆U + p∆V
그러나 일정한 압력의 경우 엔탈피의 변화는 단순히 열 (Q) 전달 된 것입니다.
∆H =Q
(q)가 양수 인 경우, 반응은 흡열 (즉, 주변에서 열을 흡수)이며, 부정적 인 경우 반응은 발열 적이다 (즉, 주변으로 열이 방출). 엔탈피에는 KJ/mol 또는 J/mol 단위 또는 일반적으로 에너지/질량이 있습니다. 위의 방정식은 실제로 열 흐름 및 에너지의 물리학과 관련이 있습니다 :열역학.
간단한 엔탈피 변경 계산
엔탈피 변화를 계산하는 가장 기본적인 방법은 제품과 반응물의 엔탈피를 사용합니다. 이 수량을 알고 있다면 다음 공식을 사용하여 전반적인 변화를 해결하십시오.
∆H =H 제품 - h 반응물
클로라이드 이온에 나트륨 이온을 첨가하여 염화나트륨을 형성하는 것은 이런 식으로 계산할 수있는 반응의 예입니다. 이온 나트륨의 엔탈피는 -239.7 kJ/mol이고 클로라이드 이온은 엔탈피 -167.4 kJ/mol을 갖는다. 염화나트륨 (테이블 소금)의 엔탈피는 -411 kJ/mol입니다. 이 값을 삽입하면 다음과 같이됩니다.
∆ h =-411 kj/mol - (-239.7 kj/mol -167.4 kj/mol)
=-411 kj/mol - (-407.1 kj/mol)
=-411 kj/mol + 407.1 kj/mol =-3.9 kj/mol
따라서 소금의 형성은 두더지 당 거의 4 kJ의 에너지를 방출합니다.
위상 전이 엔탈피
물질이 고체에서 액체로, 액체에서 가스 또는 고체에서 가스에서 가스까지 변할 때, 이러한 변화에 관련된 특정 엔탈피가있다. 용융의 엔탈피 (또는 잠복 열)는 고체에서 액체로의 전이를 설명하고 (역전은이 값을 빼고 융합의 엔탈피라고 함), 기화 엔탈피는 액체에서 가스에서 가스로의 전이를 설명하고 (그리고 반대의 전이는 고체에서 가스로의 전이를 설명한다 (audrity of awnberpy는 가스로의 전이를 설명한다.
물의 경우, 용융의 엔탈피는 ∆H <서브> 용융 입니다 =6.007 kj/mol. 250 켈빈에서 녹을 때까지 얼음을 가열 한 다음 물을 300K로 가열한다고 상상해보십시오. 가열 부품의 엔탈피 변화는 필요한 열이므로 다음을 사용하여 찾을 수 있습니다.
.∆H =nc∆t
여기서 (n)은 두더지의 수, (∆t)는 온도의 변화이고 (c)는 비열이다. 얼음의 비열은 38.1 j/k mol이고 물의 비열은 75.4 j/k mol입니다. 따라서 계산은 몇 가지 부분에서 이루어집니다. 첫째, 얼음은 250 k에서 273k (즉, -23 ° C ~ 0 ° C)로 가열되어야합니다. 5 몰의 얼음의 경우, 이것은 다음과 같습니다.
∆H =nc∆t
=5 mol × 38.1 J/K mol × 23 K
=4.382 KJ
이제 녹는 엔탈피에 두더지의 수를 곱합니다.
∆H =n ∆H <서브> 용융
=5 mol × 6.007 kj/mol
=30.035 KJ
용융 대신 기화 엔탈피를 제외하고 기화 계산은 동일합니다. 마지막으로, 첫 번째 가열 단계 (273 ~ 300 K)를 첫 번째와 같은 방식으로 계산하십시오.
∆H =nc∆t
=5 mol × 75.4 J/K mol × 27 K
=10.179 KJ
이 부분을 요약하여 반응에 대한 엔탈피의 총 변화를 찾으십시오.
∆H 총 =10.179 KJ + 30.035 KJ + 4.382 KJ
=44.596 KJ
Hess's Law
Hess의 법칙은 고려하는 반응에 두 개 이상의 부분이 있고 엔탈피의 전반적인 변화를 찾고자하는 경우에 유용합니다. 반응 또는 과정의 엔탈피 변화는 발생하는 경로와 무관하다고 명시되어 있습니다. 이것은 반응이 물질에 대한 물질로 변형되면 반응이 한 단계 (반응물이 즉시 생성물이 된) 또는 많은 단계를 거치는 지 (반응물이 중개자가되고 생성물이되는지), 두 경우 모두에서 동일하다는 것을 의미합니다.
.일반적 으로이 법을 사용하는 데 도움이되는 다이어그램 (리소스 참조)을 그리는 데 도움이됩니다. 한 가지 예는 3 개의 수소와 결합 된 6 몰의 탄소로 시작하면 산소와 결합하여 중간 단계로서 벤젠을 형성합니다.
.Hess의 법칙에 따르면 반응 엔탈피의 변화는 두 부분의 엔탈피의 변화의 합계라고합니다. 이 경우, 1 몰의 탄소 연소는 ∆H =-394 kJ/mol (이 반응에서 6 회 발생)을 가지며, 한 몰의 수소 가스 연소에 대한 엔탈피의 변화는 ∆H =-286 kJ/mol (3 회 발생) 및 이산화탄소 및 물 중간체는 ∆H =+3,267의 벤젠이된다. KJ/mol.
이러한 변화의 합계를 취하여 총 엔탈피 변화를 찾으십시오.
∆H 총 =6 × (-394) + 3 × (-286) +3,267
=3,267-2,364-858
=45 kj/mol
