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반응의 엔탈피 변화는 일정한 압력에서 발생하는 경우 반응이 일어날 때 흡수되거나 방출되는 열의 양입니다. 특정 상황과 사용 가능한 정보에 따라 다른 방식으로 계산을 완료합니다. 많은 계산에서 Hess의 법칙은 사용해야하는 주요 정보이지만, 제품과 반응물의 엔탈피를 알고 있으면 계산이 훨씬 간단 해집니다.
TL; DR (너무 길고 읽지 않음)
간단한 공식을 사용하여 엔탈피의 변화를 계산할 수 있습니다. ∆H = H제품 − H반응물
엔탈피의 정의
엔탈피 (H)의 정확한 정의는 내부 에너지 (U)에 압력 (P)과 부피 (V)의 곱을 더한 것입니다. 기호에서 이것은 다음과 같습니다.
H = U + PV
엔탈피 (∆H)의 변화는 다음과 같습니다.
∆H = ∆U + ∆P∆V
델타 기호 (∆)가 "변화"를 의미하는 경우 실제로 압력은 일정하게 유지되며 위의 방정식은 다음과 같이 더 잘 표시됩니다.
∆H = ∆U + P∆V
그러나 일정한 압력의 경우 엔탈피의 변화는 단순히 열 (q)이 전달됩니다.
∆H = q
(q)가 양성인 경우, 반응은 흡열 성 (즉, 주위로부터 열을 흡수 함)이고, 그것이 음성이면 반응은 발열 성 (즉, 주위로 열을 방출 함)이다. 엔탈피는 kJ / mol 또는 J / mol의 단위, 또는 일반적으로 에너지 / 질량을 갖는다. 위의 방정식은 열 흐름과 에너지의 물리학과 관련이 있습니다 : 열역학.
간단한 엔탈피 변경 계산
엔탈피 변화를 계산하는 가장 기본적인 방법은 생성물과 반응물의 엔탈피를 사용합니다. 이 수량을 아는 경우 다음 공식을 사용하여 전체 변경 사항을 해결하십시오.
∆H = H제품 − H반응물
염화나트륨을 형성하기 위해 염화 이온에 나트륨 이온을 첨가하는 것은 이러한 방식으로 계산할 수있는 반응의 예입니다. 이온 성 나트륨 엔탈피는 -239.7 kJ / mol이고, 클로라이드 이온은 엔탈피 -167.4 kJ / mol이다. 염화나트륨 (테이블 염)의 엔탈피는 -411kJ / mol입니다. 이 값을 삽입하면 다음이 제공됩니다.
∆H = -411kJ / mol – (−239.7kJ / mol -167.4kJ / mol)
= -411kJ / mol – (−407.1kJ / mol)
= -411kJ / mol + 407.1kJ / mol = -3.9kJ / mol
따라서 소금의 형성은 몰당 거의 4kJ의 에너지를 방출합니다.
위상 전이 엔탈피
물질이 고체에서 액체로, 액체에서 가스로 또는 고체에서 가스로 변할 때, 이러한 변화와 관련된 특정 엔탈피가 있습니다. 용융의 엔탈피 (또는 잠열)는 고체에서 액체로의 전이 (역은이 값을 빼고 융합 엔탈피라고 함)를 설명하고, 기화 엔탈피는 액체에서 가스로의 전이 (및 반대는 응축)를 나타내고 승화 엔탈피는 고체에서 기체로의 전이를 설명합니다 (역방향은 응축의 엔탈피라고도 함).
물의 경우, 용융 엔탈피는 ∆H녹는 = 6.007 kJ / mol. 얼음이 녹을 때까지 250 켈빈에서 얼음을 가열 한 다음 물을 300K로 가열한다고 상상해보십시오. 가열 부품의 엔탈피 변화는 필요한 열에 불과하므로 다음을 사용하여 찾을 수 있습니다.
∆H = nC∆T
여기서 (n)은 몰수이고, (∆T)는 온도 변화이며, (C)는 비열입니다. 얼음의 비열은 38.1 J / K mol이고 물의 비열은 75.4 J / K mol입니다. 따라서 계산은 몇 부분으로 이루어집니다. 먼저 얼음을 250K에서 273K (즉, -23 ° C에서 0 ° C)로 가열해야합니다. 5 몰의 얼음의 경우 :
∆H = nC∆T
= 5 mol × 38.1 J / K mol × 23 K
= 4.382 킬로 줄
이제 녹는 엔탈피에 두더지 수를 곱하십시오.
∆H = n ∆H녹는
= 5 몰 × 6.007 kJ / 몰
= 30.035 kJ
기화에 대한 계산은 녹는 것을 대신하여 기화 엔탈피를 제외하고는 동일합니다. 마지막으로 첫 번째와 동일한 방식으로 최종 가열 단계 (273에서 300K)를 계산합니다.
∆H = nC∆T
= 5 mol × 75.4 J / K mol × 27 K
= 10.179 kJ
반응에 대한 엔탈피의 총 변화를 찾으려면 다음 부분을 합산하십시오.
∆H합계 = 10.179 kJ + 30.035 kJ + 4.382 kJ
= 44.596 kJ
헤스의 법칙
Hess의 법칙은 고려중인 반응에 둘 이상의 부분이 있고 엔탈피의 전반적인 변화를 찾으려고 할 때 유용합니다. 반응이나 공정에 대한 엔탈피 변화는 그것이 발생하는 경로와 무관하다는 것을 나타냅니다. 즉, 반응이 물질에서 다른 물질로 변형되는 경우 반응이 한 단계에서 발생하는지 (반응물은 즉시 생성물이 됨) 또는 많은 단계를 거치는 경우 (반응물은 매개체가되고 생성물이 됨), 엔탈피 변화는 중요하지 않습니다. 두 경우 모두 동일합니다.
일반적으로이 법을 사용하는 데 도움이되는 다이어그램을 작성하는 데 도움이됩니다 (참고 자료 참조). 하나의 예는 3 몰의 수소와 6 몰의 탄소로 시작하면 중간 단계로서 산소와 결합하여 최종 생성물로서 벤젠을 형성하기 위해 연소됩니다.
Hess의 법칙에 따르면 반응 엔탈피의 변화는 두 부분의 엔탈피 변화의 합입니다. 이 경우, 1 몰의 탄소 연소는 ∆H = -394 kJ / mol (이는 반응에서 6 회 발생)이며, 1 몰의 수소 가스 연소에 대한 엔탈피의 변화는 ∆H = -286 kJ입니다. / mol (이는 세 번 일어난다) 그리고 이산화탄소와 물 중개자는 엔탈피 변화가 ΔH = +3,267 kJ / mol 인 벤젠이된다.
이 변화의 합을 취하여 전체 엔탈피 변화를 찾으십시오. 각 반응에 첫 번째 단계에서 필요한 몰 수를 곱한 것을 기억하십시오.
∆H합계 = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267
= 3,267 − 2,364 - 858
= 45kJ / mol