반응의 엔탈피 변화는 일정한 압력에서 발생하는 경우 반응이 발생할 때 흡수되거나 방출되는 열의 양입니다. 특정 상황과 사용 가능한 정보에 따라 다른 방식으로 계산을 완료합니다. 많은 계산에서 Hess의 법칙은 사용해야하는 핵심 정보이지만 제품과 반응물의 엔탈피를 알고 있으면 계산이 훨씬 간단합니다.
TL; DR (너무 깁니다. 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
따라서 엔탈피 (∆H)의 변화는 다음과 같습니다.
∆H = ∆U + ∆P∆V
델타 기호 (∆)는 "변경"을 의미합니다. 실제로 압력은 일정하게 유지되며 위의 방정식은 다음과 같이 더 잘 표시됩니다.
∆H = ∆U + P∆V
그러나 일정한 압력의 경우 엔탈피의 변화는 단순히 전달 된 열 (q)입니다.
∆H = q
(q)가 양성이면 반응은 흡열 (즉, 주변에서 열을 흡수)이고, 음성이면 반응은 발열입니다 (즉, 주변으로 열 방출). 엔탈피의 단위는 kJ / mol 또는 J / mol 또는 일반적으로 에너지 / 질량입니다. 위의 방정식은 열 흐름과 에너지의 물리학 인 열역학과 실제로 관련이 있습니다.
간단한 엔탈피 변화 계산
엔탈피 변화를 계산하는 가장 기본적인 방법은 생성물과 반응물의 엔탈피를 사용하는 것입니다. 이러한 수량을 알고있는 경우 다음 공식을 사용하여 전체 변경 사항을 계산하십시오.
∆H = H제품 − H반응물
염화나트륨을 형성하기 위해 염화나트륨 이온에 나트륨 이온을 추가하는 것은 이러한 방식으로 계산할 수있는 반응의 한 예입니다. 이온 나트륨의 엔탈피는 -239.7 kJ / mol이고 염화물 이온의 엔탈피는 -167.4 kJ / mol입니다. 염화나트륨 (식용 소금)의 엔탈피는 −411kJ / mol입니다. 이 값을 삽입하면 다음이 제공됩니다.
∆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 몰당 거의 4kJ의 에너지를 방출합니다.
위상 전이의 엔탈피
물질이 고체에서 액체로, 액체에서 기체로 또는 고체에서 기체로 변할 때 이러한 변화에 관련된 특정 엔탈피가 있습니다. 용융 엔탈피 (또는 잠열)는 고체에서 액체로의 전이를 설명합니다 (역은이 값을 뺀 값이며 융합 엔탈피라고 함). 기화 엔탈피는 다음을 설명합니다. 액체에서 기체로의 전이 (그리고 그 반대는 응축)이고 승화의 엔탈피는 고체에서 기체로의 전이를 나타냅니다 (반대는 다시 응축의 엔탈피라고 함).
물의 경우 녹는 엔탈피는 ∆H녹는 = 6.007 kJ / mol. 얼음이 녹을 때까지 250K에서 얼음을 가열 한 다음 물을 300K로 가열한다고 상상해보십시오. 가열 부품의 엔탈피 변화는 필요한 열일 뿐이므로 다음을 사용하여 찾을 수 있습니다.
∆H = nC∆T
여기서 (n)은 몰수, (∆T)는 온도 변화, (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 273K로 가열해야합니다 (즉, -23 ° C에서 0 ° C로). 얼음 5 몰의 경우 다음과 같습니다.
∆H = nC∆T
= 5 몰 × 38.1 J / K 몰 × 23K
= 4.382kJ
이제 용융 엔탈피에 몰 수를 곱하십시오.
∆H = n ∆H녹는
= 5 몰 × 6.007kJ / 몰
= 30.035 kJ
증발에 대한 계산은 용융 엔탈피 대신에 증발 엔탈피를 제외하고는 동일합니다. 마지막으로 첫 번째 단계와 동일한 방식으로 최종 가열 단계 (273 ~ 300K)를 계산합니다.
∆H = nC∆T
= 5 몰 × 75.4 J / K 몰 × 27K
= 10.179 kJ
반응에 대한 엔탈피의 총 변화를 구하려면 다음 부분을 합산하십시오.
∆H합계 = 10.179 kJ + 30.035 kJ + 4.382 kJ
= 44.596kJ
헤스의 법칙
Hess의 법칙은 고려중인 반응에 두 개 이상의 부분이 있고 전체적인 엔탈피 변화를 찾고자 할 때 유용합니다. 반응 또는 프로세스에 대한 엔탈피 변화는 그것이 발생하는 경로와 무관 함을 나타냅니다. 즉, 반응이 물질에서 다른 물질로 전환되면 한 단계에서 반응이 일어나도 반응이 생성물이되는 것은 중요하지 않습니다. 즉각) 또는 여러 단계를 거치 든 (반응물이 중개자가 된 다음 제품이 됨) 결과 엔탈피 변화는 두 경우 모두.
일반적으로이 법칙을 사용하는 데 도움이되는 다이어그램 (참고 자료 참조)을 그리는 것이 도움이됩니다. 한 가지 예는 수소 3 개와 결합 된 6 몰의 탄소로 시작하면 중간 단계로 산소와 결합하여 연소 된 다음 최종 생성물로 벤젠을 형성합니다.
헤스의 법칙에 따르면 반응 엔탈피의 변화는 두 부분의 엔탈피 변화의 합입니다. 이 경우 탄소 1 몰의 연소는 ∆H = −394 kJ / mol (반응에서 6 회 발생), 1 몰 연소에 대한 엔탈피의 변화입니다. 수소 가스의 ∆H = −286 kJ / mol (이는 세 번 발생)이고 이산화탄소와 물 매개체는 ∆H = +3,267의 엔탈피 변화로 벤젠이됩니다. kJ / mol.
총 엔탈피 변화를 찾기 위해 이러한 변화의 합계를 구하고, 반응의 첫 번째 단계에서 필요한 몰 수를 각각 곱하는 것을 기억하십시오.
∆H합계 = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267
= 3,267 − 2,364 - 858
= 45kJ / 몰