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엔탈피 측정 실험
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엔탈피 측정 :: 화공&책 리뷰
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[표준일반화학실험] 12. 엔탈피 측정 실험 레포트(미완성)
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ㅋ
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엔탈피 측정
Ⅰ. Title
엔탈피 측정
Ⅱ. Purpose
산과 염기의 중화 반응을 이용해서 엔탈피가 상태함수임을 확인한다.
Ⅲ. Theory
1. 계(system)와 주위(surroundings)
열역학에 대해서 논의하기 위해서, 우주(universe) 전체를 고려하는 것이 아니라, 특정 부분을 고려해야 한다. 이때 우리가 관찰하고자 하는 반응이 발생하는 공간을 계(system), 우주에서 계를 제외한 나머지 부분을 주위(surroundings)라고 한다. 계는 물질과 에너지의 이동여부에 따라 3가지로 구분한다. 열린계(open system)은 계에 있는 에너지와 물질이 주위와 교환이 가능한 계를 의미한다. 뚜껑이 없는 물을 끓이는 냄비를 열린계의 예로 들 수 있다. 두 번째로, 고립계(isolated system)은 계의 물질과 에너지가 모두 주위로 이동할 수 없는 상태에 놓인 계를 의미한다. 각각의 계도 의미가 있다. 그러나, 열역학을 논의할 때 가장 중요한 계는 닫힌계(closed system)다. 닫힌계는 주위로 물질은 이동할 수 없지만, 에너지가 이동 가능한 상태에 놓인 계를 의미한다. 닫힌 계를 설정하기 위해서 압력과 부피 중 한가지를 고정하는 형태를 이용한다. 실린더를 이용하면 반응 중 압력을 대기압으로 유지할 수 있으며, 강철용기 내에서 반응을 진행하면 부피를 용기의 부피로 고정할 수 있다.
2. 내부에너지 (internal energy)
1) 내부에너지의 뜻과 의미
내부에너지(internal energy)는 계를 구성하는 모든 물질들의 운동에너지와 퍼텐셜에너지를 더한 값이다. 에너지이기에 값을 쉽게 측정할 수 있다고 생각하지만, 내부에너지는 에너지의 절대적 수치를 측정할 수 없으며, 계의 에너지 변화에 따른 변화량에 대해서만 논의 가능하다. 반응 후의 에너지를 $E_{final}$, 반응 전의 에너지를 $E_{initial}$이라고 할 때, 에너지 변화량은 $\Delta E=E_{final}-E_{initial}$이다. 에너지의 변화량을 구할 때 숫자, 단위, 그리고 부호를 이용한다. 숫자와 단위는 단순히 에너지 변화량의 절대적인 크기에 대해 논할 때만 사용한다. 하지만, 부호는 에너지가 어떠한 방향으로 이동했는지 보여준다. 만약 $\Delta E>0$이라면, $\Delta E_{final} > \Delta E_{initial}$인 것을 뜻한다. 즉, 에너지가 주위에서 계로 유입되었음을 의미하며 이러한 반응을 흡열반응(Endothermic process)이라고 한다. 반면 $\Delta E<0$이라면, $\Delta E_{final}
[표준일반화학실험] 12. 엔탈피 측정 실험 레포트(미완성)
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1. 목표
(1) 산과염기의 중화반응을 이용해 엔탈피가 상태함수임을 확인한다.
(2) 여러 가지 화학 반응에 수반되는 열의 출입 현상을 관찰하고 반응열을 설명할 수 있다.
(3) 화학 반응이 여러 단계로 일어날 때 각 단계의 반응열을 측정하여 헤스 법칙이 성립함을 확인한다.
2. 기구&시약
시약 : 0.25M HCl(hydrochloric acid), 0.5M HCl(hydrochloric acid) , NaOH 고체(sodium hydroxide), 0.5M 수산화 나트륨(NaOH) 수용액
기구 : 삼각 플라스크 250 mL 3개, 비커 500 mL, 눈금 실린더 100 mL, 온도계, 화학 저울, 스티로폼 또는 솜
3. 원리
(1) 반응 엔탈피와 반응열
① 엔탈피(H)
물질로 구성된 계의 에너지를 표현하는 상태 함수의 일종으로 일정한 압력 조건에서 열을 내놓을 수 있는 열역학 포텐셜
절대값을 알 수 없어 엔탈피의 변화량인 반응 엔탈피만 측정할 수 있다.
② 반응 엔탈피(ΔH) : 일정한 압력(대기압) 조건에서 화학 반응이 일어날 때 엔탈피 변화량
(2) 내부 에너지 변화와 결합 에너지
: 표준 상태에서 수행되는 화학 반응에서 내부 에너지 변화는 반응물이 생성물로 변하는 과정에서 물질의 결합 에너지의 차이에 의해 초래된다.
화학 반응을 할 때 방출하거나 흡수되는 열은 반응물의 결합 에너지와 생성물의 결합 에너지 차이이다.
전체 반응의 반응 엔탈피 = 흡수된 에너지 + 방출된 에너지
반응물의 결합에너지 < 생성물의 결합에너지 → 차이만큼 에너지가 방출되는 발열 반응이 일어남 반응물의 결합에너지 > 생성물의 결합에너지 → 차이만큼 에너지가 흡수되는 흡열 반응이 일어남
(3) 반응과 온도변화
발열반응 : 결합에너지의 차이로 방출된 에너지는 반응계에 의해 흡수되어 분자들의 운동에너지를 증가시키므로, 계의 평균 분자 운동 에너지와 비례하여 온도가 일시적으로 증가
: 흡열반응 : 결합 에너지의 차이를 계의 분자 운동에너지로부터 흡수하므로 평균 분자 운동 에너지와 비례하여 온도가 일시적으로 감소
: 발열반응과 흡열반응으로 계와 주위의 열평형이 깨지면 표준 상태를 회복할 때까지 열의 이동이 일어난다.
반응열(Q) : 주위가 계로부터 얻은 열. 반응 엔탈피(ΔH)와 크기는 같고 부호는 반대이다.
(4) 열량계
: 주위와 계 사이의 열의 출입에 의한 주위의 온도 변화를 측정해 계에서 출입한 열량을 측정할 수 있도록 제작된 장치
간이 열량계 : 부피 변화가 거의 없는 스타이로폼으로 만든 것으로, 반응 엔탈피를 비교적 정확히 측정할 수 있다.
통열량계 : 밀폐도가 크며 간이 열량계보다 반응 엔탈피를 좀 더 정확히 측정할 수 있다.
두 열량계 모두 주위는 물로 구성 → 계와 주위에 출입하는 열에 의한 물의 온도 변화를 측정하여 열량을 계산 한다.
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(5) 헤스 법칙
헤스법칙 또는 총열량 불변의 법칙 : 화학 반응에서 반응 엔탈피(△H)는 그 반응의 처음 상태와 나중 상태만으로 결정되며 경로에는 무관하다.
헤스의 법칙이 성립하는 이유 : 엔탈피가 상태 함수이므로 처음과 나중의 상태만 같으면 어떠한 경로를 거쳐도 변화량은 같은 값을 나타내기 때문이다.
(예) 메테인을 탄소와 수소로부터 합성할 때의 반응열을 다음과 같은 반응들의 반응열을 이용하여 간접적으로 측정할 수 있다.
(6) 중화 반응과 헤스 법칙
중화 반응 : 산과 염기가 반응하여 물이 생성되는 반응
알짜이온반응식 : H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)
하지만 실제 반응에서는 산과 염기를 반응시키는 과정에서 용해, 희석이 일어남
→ 실험에서 이러한 과정을 단계별로 나누어 반응열을 측정하여 헤스 법칙이 성립하는가를 확인하려고 한다.
△H₁ = △H₂ + △H₃
수산화 나트륨 고체를 묽은 염산에 녹여 측정한 반응열(△H₁)=수산화 나트륨을 물에 녹여 측정한 용해열(△H₂) + 수산화 나트륨 수용액과 묽은 염산을 반응시킨 중화열(△H₃)
4. 유의사항
HCl과 NaOH 용해 반응은 모두 발열 반응이므로 용액을 미리 만들어 실온으로 식힌 것을 사용한다.
HCl 용액과 NaOH은 부식성이 있고 눈을 상하게 할 수 있으므로 비닐 장갑과 보안경을 반드시 착용하고 실험한다.
NaOH의 질량을 너무 천천히 측정하면 조해성 때문에 시료를 재는 종이에 시약이 달라붙으므로 신속히 다루도록 한다.
온도계는 얼음물과 끓는물을 이용하여 보정한 후 사용한다.
용액의 온도를 측정하기 위해서는 온도계가 용액의 가운데에 위치하도록 장치한다.
눈금 실린더를 사용할 때 정확한 양을 측정하기 위하여 마지막 눈금은 스포이트로 맞춘다.
스포이트는 눕히지 않고 세운 후 엄지와 검지를 이용하여 고무를 잡고 나머지 세 손가락을 이용하여 유리관을 고정시킨 후 사용한다.
HCl이나 NaOH 용액을 만들 때에는 반드시 물에 염산이나 수산화나트륨을 넣어 만든다. 염산이나 수산화 나트륨에 물을 부을 경우 매우 많은 열이 급격히 발생하면서 유리 기구가 깨질 염려가 있다.
염산이나 수산화 나트륨에 물을 부을 경우 매우 많은 열이 급격히 발생하면서 유리 기구가 깨질 염려가 있다. 초기 온도는 열적 평형에 도달하기까지 기다린 후 측정한다.
저울은 영점 조절 후 사용한다.
5. 실험 과정
A. △H4의 측정
250 mL 삼각 플라스크를 깨끗이 씻어 말린 후에 무게를 0.1 g까지 측정하고, 스티로폼으로 잘 싸서 단열이 되도록 한다. 0.25 M 염산 용액 200 mL를 넣고 온도를 0.1℃까지 정확하게 측정한다. 약 2 g의 고체 수산화 나트륨을 0.01 g까지 재빨리 측정하여 플라스크에 넣고 흔들어준다. 용액의 온도가 가장 높이 올라갈 때의 온도를 기록하고, 플라스크의 무게를 잰다.
B. △H5의 측정
0.25 M 염산 용액 대신 증류수 200 mL로 실험 A를 반복한다.
C. △H6의 측정
250 mL 삼각 플라스크를 깨끗이 씻어 말린 후에 무게를 0.1 g까지 측정하고, 스티로폼으로 잘 싸서 단열이 되도록 한다. 0.5 M 염산 용액 100 mL를 넣고 온도를 0.1℃까지 정확하게 측정한다. 눈금 실린더에 0.5 M 수산화 나트륨 용액 100 mL를 취해서 온도를 측정하여 염산 용액과 온도가 같은가를 확인한다. 수산화 나트륨 용액을 염산 용액에 재빨리 넣고, 온도가 가장 높이 올라갔을 때의 온도를 기록한다.
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LIST
엔탈피 측정(101쪽)
목표 산과 염기의 중화 반응 을 이용해서 엔탈피가 상태함수 임을 확인 한다
반응열(heat of reaction) 화학 반응이 일어날 때 흡수 또는 방출되는 열량
엔탈피(enthalpy) 물질이 가지고 있는 총 에너지 함량. 엔탈피 변화(ΔH)는 상태 함수의 변화이므로 초기 상태에서 최종 상태로 갈 때의 경로와 무관하다.
비열(specific heat) 물질 1.00 g의 온도를 1.00 ℃ 올리는 데 필요한 열
에너지 단위 calorie(cal), 또는 SI 단위인 joule(J)(1 cal = 4.184 J)
시약
0.5 M 수산화 나트륨(sodium hydroxide) 100 mL
0.5 M 염산(hydrochloric acid) 100 mL
0.25 M HCl 200 mL
NaOH 약 2 g
기구
삼각 플라스크(250 mL) 3개
비커(500 mL) 또는 플라스틱 휴지통(1 L)
눈금 실린더(100 mL)
온도계
저울
스티로품 또는 솜
실험방법
1) NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)의 반응열 측정
1.삼각 플라스크의 질량을 측정한다.
깨끗하게 씻어 말린 250 mL 삼각 플라스크의 질량을 0.01 g 단위까지 측정한 후 보온재(스티로폼 또는 솜)로 싸서 보온한다
2.염산의 온도(Ti)를 측정한다.
이 플라스크에 0.25 M 염산 200 mL를 넣은 후, 온도(Ti)를 0.1 ℃ 단위까지 측정한다.
3.수산화 나트륨의 질량을 측정한다.
약 2 g의 수산화 나트륨 의 질량을 0.01 g 단위까지 측정해서 플라스크에 넣고 흔들어서 잘 녹인다.
주의 NaOH는 조해성이 있으므로 가능한 빨리 질량을 측정해야 한다.
4.중화된 용액의 최고 온도(Tf) 및 용액이 든 플라스크의 질량을 측정한다. 용액의 최고 온도(Tf) 및 용액이 든 플라스크의 질량을 측정하여 기록한다.
(용액이 든 플라스크의 질량에서 플라스크만의 질량을 빼면 용액의 질량을 구할 수 있다.)
5.반응열을 계산한다.
2) NaOH(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-(aq)의 반응열 측정
염산 대신 물을 사용하여 실험 1과 같은 방법으로 실험한다.
실험 1에서의 0.25 M 염산 대신 물 200 mL를 사용하여 같은 방법으로 실험한다.
3) Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)의 측정
1.삼각 플라스크의 질량을 측정한다.
실험 1에서와 같은 방법으로 삼각 플라스크의 질량을 측정하고 보온재로 싼 다음 여기에 0.5 M 염산 100 mL를 넣는다
2.염산과 수산화 나트륨 용액의 평균 온도(Ti)를 측정한다.
눈금 실린더에 0.5 M 수산화 나트륨 용액 100 mL를 넣고, 염산과 수산화 나트륨 용액의 평균 온도(Ti)를 기록한다
3.중화된 용액의 최고 온도(Tf)를 측정한다.
수산화 나트륨 용액을 재빨리 염산에 쏟아 붓고, 최고 온도(Tf)를 측정한다
4.중화된 용액의 질량을 측정한다.
용액이 든 플라스크의 질량을 측정하여 기록한다. 용액이 든 플라스크의 질량에서 플라스크만의 질량을 빼면 용액의 질량을 구할 수 있다.
5.반응열을 계산한다
헤스의 법칙
화학 반응에서 반응열을 구하는 방법에는 두 가지가 있다. 반응 전후의 온도를 직접 측정하여 Q = m x c x △T(m: 질량, c: 비열, △T: 온도 변화) 식을 이용하여 구하거나, 직접 측정이 곤란한 경우에는 열화학 반응식을 이용하여 간접적으로 구한다. 열화학 반응식에서 엔탈피 변화의 이론 값은 생성물의 엔탈피의 합에서 반응물의 엔탈피의 합을 뺀 값이다.
엔탈피 변화 △H = ∑H(생성물) – ∑H(반응물)
여기서 ∑H(생성물)과 ∑H(반응물)의 값은 각각의 생성물과 반응물의 표준 생성 엔탈피(standard enthalpy of formation) 표를 이용하여 계산한다.
엔탈피는 상태 함수이므로 화학 변화 시 엔탈피의 변화는 반응물의 종류 및 상태와 생성물의 종류 및 상태만 같으면 반응 경로에는 관계없이 항상 일정하다. 이를 헤스의 법칙(Hess’s law)이라고 한다.
출처 집에돌아다니던그림
헤스의법칙을 이용한계산
NaOH(s)와 HCl(aq)의 중화 반응은 다음 2가지 경로로 일어날 수 있다.
반응경로 예 화학사 발췌
경로 1. 고체 수산화 나트륨과 염산의 중화
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) 반응열 ΔΗ1
이 반응에서 방출된 열량은 용액 및 플라스크에 의하여 흡수된 열량의 합과 같다. 따라서 다음과 같이 반응열을 구할 수 있다.
반응열(ΔΗ1) = 용액에 의하여 흡수된 열량 + 플라스크에 의해 흡수된 열량 = m x c x △T + m‘ x c‘ x △T
( m: 용액의 질량(g), m’: 플라스크의 질량(g), c: 용액의 비열(J/g․℃), c’: 플라스크의 비열(J/g․℃), △T: 용액 및 플라스크의 온도 변화(℃) )
경로 2. NaOH 수용액과 염산의 중화
NaOH(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-(aq) ΔΗ2
+ Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) ΔΗ3
= NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) ΔΗ1
ΔΗ2(용해열)와 ΔΗ3(중화열)을 구하여 합하면 ΔΗ1과 같은 값이 된다. 즉, 헤스의 법칙이 성립된다.
ΔΗ1 = ΔΗ2 + ΔΗ3
이론적으로 NaOH(s)의 용해열(ΔΗ2)은 41.0 kJ/mol이고, 중화열(ΔΗ3)은 57.7 kJ/mol이므로 전체 반응열(ΔΗ1)은 98.7 kJ/mol이다.
출처 : Sun Young obeis YamaP
글쓴이 : 선영콩콩♡ 원글보기 : 선영콩콩♡
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