핵심 개념
이 기사에서는 화학 반응의 엔탈피를 계산하는 가장 중요한 방법에 대해 배우게됩니다. 읽은 후 다양한 일반적인 상황에서 반응의 엔탈피를 계산할 수 있습니다.
다른 기사에서 을 다루었습니다
- 본드 엔탈피
- 연소의 엔탈피
- 열역학 법칙
- 깁스 자유 에너지
- 평형 상수
엔탈피 란 무엇입니까?
화학자와 물리학 자들은 엔탈피를 일정한 압력 하에서 공정에 의해 방출 된 열로 정의합니다. 엔탈피는 "상태 변수"이며, 엔탈피에서의 시스템의 변화는 두 상태 사이의 특정 경로보다는 시스템의 초기 및 최종 상태에만 의존한다는 것을 의미합니다.
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화학에서 엔탈피는 화학 반응의 열역학을 이해할 때 가장 적용 할 수 있습니다. 특히 반응의 엔탈피 변화의 징후는 중요한 정보를 얻습니다.
예를 들어, 반응의 엔탈피의 변화에 양성 징후가있는 경우 화학자들은 반응을“흡열”이라고 부릅니다. 흡열 반응은 환경에서 열을 흡수하는 반응물을 포함합니다. 일반적으로 흡열 반응은 열역학적으로 선호되지 않거나 고온에서만 선호됩니다.
대조적으로, 반응의 엔탈피의 변화에 부정적인 징후가 있다면 화학자들은 반응을“발열”이라고 부릅니다. 발열 반응은 대신 환경으로 열을 방출하는 반응물을 포함합니다. 일반적으로 발열 반응은 항상 열역학적으로 선호되거나 저온에서만 선호됩니다.
엔탈피의 열역학적 중요성으로 인해 화학자들은 반응 엔트탈을 계산하는 많은 방법을 개발했습니다. 이 기사에서는 각각 다른 데이터 또는 리소스를 사용하는 4 가지 가장 중요한 방법을 다룰 것입니다.
보시다시피, 다른 상황에는 반응물과 반응에 대해 이미 알고있는 정보에 따라 엔탈피를 얻기 위해 다른 방법이 필요합니다.
형성의 엔탈피로 엔탈피 계산
반응의 엔탈피를 계산하는 가장 간단한 방법은 화학자들이“형성의 엔탈피”라고 부르는 것을 사용하는 것입니다. 요컨대, 각 분자는 특징적인“형성의 엔탈피”를 가지며, 이는 본질적으로 각각의 원자로부터 분자를 조립하는 것과 관련된 엔탈피의 변화이다. 형성의 엔탈피에 대한 자세한 내용은이 기사를 확인하십시오.
반응에서 각 분자에 대한 형성의 엔탈피를 알고 있다면 반응의 전반적인 엔탈피 변화를 계산할 수 있습니다. 이렇게하려면 Hess 's Law로 알려진 엔탈피 공식을 사용해야합니다.
∆H rxn =∑∆H f, 제품 - ∑∆H f, 반응물
먼저, 각 분자의 형성 엔탈피에 반응 방정식의 화학량 계수를 곱합니다. 둘째, 제품과 반응물의 곱셈 엔탈피를 추가합니다. 셋째, 제품의 결합 된 엔탈피를 반응물의 결합 엔탈피를 빼서 전체 반응 엔탈피를 산출합니다.
AA + BB → CC + DD
∆H rxn =((C * ∆H f, c ) + (d * ∆H f, d )) - ((a * ∆H f, a ) + (b * ∆H f, b )))
화학자들은 실험, 특히 열량 측정을 통한 분자의 형성 엔탈피 만 알고 있습니다. 따라서 잘 연구 된 온도 (예 :25 ° C 및 37 ° C)에서 친숙한 분자를 다룰 때만 형성의 엔탈피를 사용할 수 있습니다. 익숙하지 않은 분자와 조건은 그들의 형성 엔탈피에 대한 정보가 부족한 경향이 있습니다.
예제 계산
25 ° C :
에서 다음 반응의 엔탈피를 계산하십시오
Ca (OH) 2 + (nh 4 ) 2 Co 3 → Caco 3 + 2nh 4 오
| | ∆h f (kj/mol) |
| ca (OH) 2 | -1003. |
| (nh 4 ) 2 Co 3 | -412.1 |
| caco 3 | -1207 |
| nh 4 오 | -362.5 |
∆H rxn =(∆H f, caco3 + (2*∆H f, nh4oh )) - (∆H f, ca (OH) 2 + ∆H f, (nh4) 2co3 )
∆H rxn =(-1207 + (2 * -362.5)) -(-1003 + -412.1)) =-516.9 kj/mol
이 반응은 발열입니다.
본드 엔탈피로 엔탈피 계산
반응 엔탈피를 계산하는 또 다른 빈번한 방법은 결합 엔탈피를 사용하는 것입니다. 구체적으로, 두 원자 사이의 각 화학적 결합은 형성에서 약간의 엔탈피 변화를 포함한다. 본드 엔탈피에 대한 자세한 내용은이 기사를 확인하십시오.
Hess의 법칙으로 반응의 엔탈피를 계산하기 위해 유사한 방법을 구현해야하지만 중요한 차이점이 있습니다.
먼저, 반응 과정에서 형성되거나 파손 된 각 결합의 결합 엔탈피를 찾아야합니다. 반응으로 변하지 않은 채권은 반응의 전체 엔탈피에 영향을 미치지 않습니다. 둘째, 부러진 본드의 모든 엔탈피와 형성된 결합의 엔탈피를 추가합니다. 셋째, 형성된 결합에 의해 깨진 결합의 추가 엔탈피를 빼서 전체 반응 엔탈피를 산출합니다.
∆H rxn =∑∆H 본드가 깨진 - ∑h 결합 형성
Hess의 법칙과 달리이 방법에는 "제품 마이너스 반응물"이 아니라 오히려 "채권 분해 된 마이너스 채권이 형성"과 관련이 있습니다. 이것은 본질적으로 반대이기 때문에 지적하는 것이 중요합니다. 새로 형성된 채권은 제품에서 발견되며, 깨진 결합은 반응물에서 발견됩니다.
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또한, 본드 엔탈피를 사용하면 형성의 엔탈피보다 더 많은 반응에 작용합니다. 이를 통해 반응에 익숙한 결합이 포함되는 한 비 전통적인 제품 및 반응물에 대한 반응 엔탈피를 계산할 수 있습니다. 그러나, 당신은 여전히 조건의 친숙성과 채권의 친숙성에 의해 제한됩니다.
예제 계산
25 ° C :
에서 다음 반응의 엔탈피를 계산하십시오 
| | ∆h bond (kj/mol) |
| c-h | 412 |
| c-c | 348 |
| c-cl | 338 |
| c =c | 612 |
| o-h | 463 |
∆H rxn =(∆H bond, c-h + ∆H bond, c-c + ∆H bond, c-cl ) - (∆H bond, c =c + ∆H bond, o-h )
참고 :Alkene의 결합 중 하나만이 파손되면 C =C 결합 파괴 및 C – C 결합 형성으로 생각할 수 있습니다.
∆H rxn =(412 + 348 + 338) - (612 + 443) =43 kj/mol
이 반응은 흡열입니다.
비열로 엔탈피 계산
반응 엔탈피를 계산하는 또 다른 간단한 방법은 물질의 비열을 사용하는 것입니다. 각 물질에는 물질의 온도를 높이기위한 에너지의 양을 나타내는 "특정 열"이라는 속성이 있습니다. 특정 열에 대해 자세히 알아 보려면이 기사를 확인하십시오.
이 접근법은 반응에 의한 열 교환을 측정하는 것이 포함되어 처음 두 개보다 훨씬 직접적이고 실험적입니다.
정의에 따른 화학 반응에는 일부 물질이 다른 물질로 바뀌는 것이 포함되므로 제품 및 반응물의 비열은 반응 엔탈피에 영향을 미치지 않습니다. 대신, 우리는 반응 환경의 비열을 볼 수 있습니다.
우리가 용기로 반응을 분리하면 용기의 공기의 온도 변화를 모니터링하여 반응으로 주어진 열을 측정 할 수 있습니다. 이 경우 공기는 1.01 j/(g ° C)의 비열을 갖는 반응 매체 역할을합니다. 대신 수용액에서 반응을 관찰하면 물은 4.18 j/(g ° C)의 비열로 매체 역할을합니다.
열을 찾으려면 다음 공식을 사용해야합니다.
Q =mc∆t
Q :반응 배지에서 흡수되거나 방출되는 열 (줄음)
M :반응 배지의 질량 (그램)
C :반응 배지의 비열 (J/(g ° C))
∆T :반응 온도의 변화 (섭씨도)
대부분의 경우, 반응 배지에 의해 교환 된 열의 양은 반응의 엔탈피와 동일하다. 유일한 예외는 "일정한 압력"조건이 충족되지 않은 경우입니다. 그러나 시스템의 압력은 반응이 가스와 관련이있는 경우에만 변할 것이며 제품과 반응물 사이에 불평등 한 가스가 존재했습니다.
예제 계산
각각 NaOH 및 HCl의 두더지는 1.00L (1000g)의 물에서 NaCl 및 H2O를 형성하기 위해 반응한다. 물의 온도는 13.7 ° C 증가합니다. 반응의 엔탈피를 찾으십시오.
NAOH + HCL → NACL + H 2 o
q =mc∆t =(1000g) (4.18 j/(g ° C)) (13.7 ° C) =57.2 kj/mol
참고 :물에 의해 흡수되는 열을 계산했기 때문에 반응으로 주어진 열을 제거하기 위해 부호를 뒤집어 야합니다.
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∆H rxn =-Q =-57.2 kJ/mol
이 반응은 발열입니다.
평형 상수로 엔탈피 계산
반응의 평형 상수를 사용하여 반응 엔탈피를 해결할 수도 있으며, 이는 제품 및 반응물의 평형 비율을 나타내는 값입니다. 평형 상수에 대해 자세히 알고 싶다면이 기사를 살펴보십시오.
이 방법은 엔탈피를 계산하는 또 다른 실험 방법을 나타냅니다. 구체적으로, 그것은 평형 역학과의 반응의 열역학적 특성 사이의 관계를 이용합니다. 반응 종에 따라, 분광 광도법을 사용하여 평형 농도를 쉽게 측정 할 수있어 쉬운 엔탈피 정보를 산출 할 수 있습니다.
평형 상수를 사용하여 엔탈피를 찾으려면 두 가지 온도에서 제품과 반응물의 평형 농도를 측정해야합니다. 그런 다음 화학자들이 반 호프 엔탈피 방정식이라고 부르는 것을 사용하여 반응의 엔탈피를 찾을 수 있습니다.
lnk 2 - lnk 1 =(-∆h/r) (1/t 2 - 1/t 1 )
k 1 :온도 1
에서 평형 상수
k 2 :온도 2
에서 평형 상수
t 1 :온도 1 (켈빈도)
t 2 :온도 2 (켈빈도)
R :이상적인 가스 상수 (8.314 j/molk)
예제 계산
플라스크 1.0m의 반응물 A와 2.0m의 반응물 B가 있으며 다음 반응을 관찰합니다.
A + 2B → C
25 ° C에서 다음 평형 농도를 관찰합니다.
[A] =0.70m
[B] =1.4m
[C] =0.30m
50 ° C에서, 당신은 다음 평형 농도를 관찰합니다 :
[A] =0.44m
[B] =0.88m
[C] =0.54m
반응의 엔탈피를 계산하십시오.
t 1 =298k t 2 =323k
k 1 =(0.30m)/((0.70m) (1.4m)) =0.39 k 2 =(0.54)/((0.44m) (0.88m)) =1.6
ln (1.6)-ln (0.39) =(-∆h rxn /8.314) ((1/323k)-(1/298k))
∆H rxn =-8.314 (LN (1.6) -LN (0.39))/((1/323) -(1/298)) =9.1 J/MOL
이 반응은 흡열입니다.
