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화학반응에서 열은 주위로 방출되기도 하고 흡수되기도 한다. 화학반응계와 주위가 교환하는 열은 반응엔탈피라고 알려져 있다. 하지만 엔탈피(H)는 직접적으로 측정할 수가 없다. 대신, 과학자들은 반응이 진행되는 동안 온도 변화를 측정하여 엔탈피변화( ∆H 라고 쓴다)를 측정한다. ∆H 값으로 과학자들은 반응이 열을 내놓는지(발열반응) 또는 열을 흡수하는지(흡열반응) 판단한다. 일반적으로 m을 반응물 전체의 질량, s를 비열, 그리고 ∆T를 온도 변화라고 했을 때, 엔탈피변화는 ∆H = m x s x ∆T 으로 표현된다.
단계
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주어진 반응의 반응물과 생성물을 파악하라. 모든 화학반응은 두 종류의 화합물을 포함한다. 바로 반응물과 생성물이다. 생성물은 화학반응으로 만들어진 화합물이고, 반응물은 결합하거나 분해되면서 생성물을 만드는 화합물이다. 쉽게 말하면, 반응물은 레시피에 적힌 요리 재료이고 생성물은 완성된 요리이다. 화학반응의 ∆H를 알기 위해서는 먼저 반응물과 생성물이 뭔지 알아야 한다.
- 예를 들어, 수소와 산소로부터 물을 생성하는 반응에서의 반응엔탈피를 구한다고 하자: 2H 2 (수소) + O 2 (산소) → 2H 2 O (물). 이 화학반응식에서, H 2 와 O 2 가 반응물이고, H 2 O 가 생성물이다.
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반응물의 총 질량을 구하라. 다음으로는 반응물의 질량을 알아야 한다. 만약 질량을 모르거나 저울로 측정할 수 없다면, 분자량을 이용해서 실제 질량을 구할 수 있다. 분자량은 주기율표에 있는 원자들 각각의 원자량을 더해서 구할 수도 있고 화합물의 정보를 인터넷 등지에서 찾아봐도 알 수있다. 단순히 분자량을 반응물의 몰수에 곱하는 것으로 반응물의 질량을 구할 수 있다.
- 위에 나온 물 생성 반응을 다시 보면, 반응물은 수소와 산소 기체로 각각 분자량은 2g/mol과 32g/mol이다. 2몰의 수소(반응식에서 수소의 계수가 2이다)와 1몰의 산소(역시 반응식에서 산소의 계수는 1이다)가 있으므로, 반응물의 총 질량은 다음과 같다:
2mol × (2g/mol) + 1mol × (32g/mol) = 4g + 32g = 36g
- 위에 나온 물 생성 반응을 다시 보면, 반응물은 수소와 산소 기체로 각각 분자량은 2g/mol과 32g/mol이다. 2몰의 수소(반응식에서 수소의 계수가 2이다)와 1몰의 산소(역시 반응식에서 산소의 계수는 1이다)가 있으므로, 반응물의 총 질량은 다음과 같다:
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생성물의 비열을 찾아라. 그다음으로, 생성물의 비열을 조사하자. 모든 원소와 분자들은 고유의 비열 값이 있다. 이 값들은 상수로 일반적으로 원소와 화합물의 성질들(예를 들면 화학 교과서 맨 뒤의 부록에 있는)을 찾아보면 알 수 있다. 비열을 측정하는데는 여러가지 방법이 있지만, 여기서는 joule/gram °C 단위로 되어있는 값을 사용할 것이다.
- 화학반응식에 생성물이 여럿이라면, 생성물 각각을 만드는 부분 반응에 대해서 엔탈피변화를 계산한 후, 모두 합쳐서 전체 반응의 엔탈피변화를 구해야 할 것이다.
- 물 생성반응에서, 최종생성물은 물이다. 물의 비열은 약 4.2 joule/gram °C 이다.
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반응 전후의 온도 차이를 구하라. 다음은 반응 전과 후의 온도 차이인 ∆T를 구한다. 최종 온도(T2)에서 초기 온도(T1)을 빼면 된다. 대부분의 화학 문제에서는 여기에서 절대온도(K)를 사용하지만, 섭씨(°C)로 계산해도 같은 값을 얻을 수 있다.
- 계속 보던 예에서, 반응 초기 온도는 185K였고 반응이 끝나고는 95K으로 온도가 떨어졌다고 가정해보자. 이 경우, ∆T는 다음과 같이 계산된다:
∆T = T2 – T1 = 95K – 185K = -90K
- 계속 보던 예에서, 반응 초기 온도는 185K였고 반응이 끝나고는 95K으로 온도가 떨어졌다고 가정해보자. 이 경우, ∆T는 다음과 같이 계산된다:
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공식(∆H = m x s x ∆T)을 써서 반응엔탈피를 구한다. 반응물의 총 질량 m, 생성물의 비열 s, 그리고 온도 변화인 ∆T를 모두 구했다면 이제 엔탈피를 계산할 준비가 모두 되었다. 그냥 공식(∆H = m x s x ∆T )에 대입하여 셋을 모두 곱하면 반응엔탈피를 구할 수 있다. 답은 에너지 단위인 쥴(Joule, J)으로 표현될 것이다.
- 예로 들었던 반응의 엔탈피를 구해 보자:
∆H = (36g) × (4.2 JK-1 g-1) × (-90K ) = -13,608 J
- 예로 들었던 반응의 엔탈피를 구해 보자:
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주어진 반응이 열을 내놓는지 흡수하는지 판단한다. 반응엔탈피를 계산하는 가장 흔한 이유는 반응이 발열반응(주위로 열을 내놓는 반응)인지 흡열반응(주위에서 열을 흡수하는 반응)인지 알기 위해서이다. 계산된 반응엔탈피의 부호가 플러스라면 흡열반응이고, 마이너스라면 발열반응이다. 숫자의 절대값이 커질수록 더 많은 열을 흡수하거나 방출한다. 강한 발열반응들을 주목하자 — 이것들은 많은 열을 내놓게 되는데, 충분히 빠른 반응이라면 폭발을 일으킬 수도 있다.
- 좀 전에 예를 들었던 문제에서, 반응엔탈피는 -13,608J로 계산되었다. 부호가 마이너스이기 때문에 발열반응이다. H 2 와 O 2 는 기체고, 생성물인 H 2 O는 액체이기 때문에 이것이 말이 된다는 것을 쉽게 알아볼 수 있다. 뜨거운 기체들(증기 같은)은 액화가 되려면 에너지를 잃고 식을 필요가 있기 때문에, H 2 O의 생성은 발열반응이라 예측된다.
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결합 에너지를 이용해서 엔탈피를 추정할 수 있다. 거의 모든 화학 반응은 원자 간의 결합이 생성되거나 끊어지면서 일어난다. 화학반응에서 에너지는 보존되므로 만약 우리가 결합을 끊거나 생성할 때 필요한 (또는 방출되는) 에너지를 알 수 있다면, 화학반응의 반응엔탈피를 결합에너지를 더하고 빼므로서 꽤나 정확하게 예측할 수가 있다.
- 예를 들어, 다음과 같은 반응을 생각해보자: H 2
+ F 2
→ 2HF. 이 반응에서, H 2
분자에서 수소 원자 사이의 결합을 끊는 데는 436 kJ/mol이 필요하고, F 2
분자에서 플루오린 원자 사이의 결합을 끊는 데는 158 kJ/mol이 필요하다. [1]
X
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그리고 HF분자에서 수소와 플루오린원자 사이의 결합을 만드는데 필요한 에너지는 -568 kJ/mol이다. [2]
X
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여기에는 2를 곱해주어야 하는데, 왜냐하면 반응식에서 2당량의 HF가 만들어지기 때문이다. 그러면 2 × -568 = -1136 kJ/mol이 된다. 이것을 모두 더하면 반응엔탈피는 다음과 같이 얻어진다:
436 + 158 + -1136 = -542 kJ/mol .
- 예를 들어, 다음과 같은 반응을 생각해보자: H 2
+ F 2
→ 2HF. 이 반응에서, H 2
분자에서 수소 원자 사이의 결합을 끊는 데는 436 kJ/mol이 필요하고, F 2
분자에서 플루오린 원자 사이의 결합을 끊는 데는 158 kJ/mol이 필요하다. [1]
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그리고 HF분자에서 수소와 플루오린원자 사이의 결합을 만드는데 필요한 에너지는 -568 kJ/mol이다. [2]
X
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여기에는 2를 곱해주어야 하는데, 왜냐하면 반응식에서 2당량의 HF가 만들어지기 때문이다. 그러면 2 × -568 = -1136 kJ/mol이 된다. 이것을 모두 더하면 반응엔탈피는 다음과 같이 얻어진다:
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생성열을 이용해서 반응엔탈피를 구한다. 생성열은 어떠한 분자가 분자를 구성하는 각 원소의 홑원소물질로부터 생성되는 반응에서의 반응엔탈피이다. 만약에 화학반응에서 반응물과 생성물의 생성열을 모두 안다면, 위에서 결합에너지로 반응엔탈피를 구했듯이 생성열들을 더하고 빼서 반응엔탈피를 추정할 수 있다.
- 예를 들어, 다음 반응을 보자: C 2
H 5
OH + 3O 2
→ 2CO 2
+ 3H 2
O. 이 경우, 우리는 생성열로부터 다음 반응의 반응엔탈피를 알 수가 있다: [3]
X
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C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0.5O 2 = 228 kJ/mol (C 2 H 5 OH의 생성열 × -1)
2C + 2O 2 → 2CO 2 = -394 × 2 = -788 kJ/mol (CO 2 의 생성열 × 2)
3H 2 + 1.5 O 2 → 3H 2 O = -286 × 3 = -858 kJ/mol (H 2 O의 생성열 × 3)
위의 반응들을 더해서 C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O의 반응을 얻을 수 있기 때문에, 구하려는 반응엔탈피도 위의 세 반응의 반응엔탈피를 더해서 구할 수가 있다:
228 + -788 + -858 = -1418 kJ/mol .
- 예를 들어, 다음 반응을 보자: C 2
H 5
OH + 3O 2
→ 2CO 2
+ 3H 2
O. 이 경우, 우리는 생성열로부터 다음 반응의 반응엔탈피를 알 수가 있다: [3]
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역반응에서 반응엔탈피의 부호가 바뀌는 것을 기억하라. 생성열로부터 반응엔탈피를 구할 때 생성되는 반응의 역반응을 이용하게 된다면 생성열의 부호를 바꾸어 주어야 한다. 다시 설명하자면, 생성열을 이용할 때 반응식을 완성하기 위해 화합물들의 생성 반응을 역으로 더해주어야 하는 일이 생기는데 이때 생성열의 부호를 바꾸어서 더해주어야 한다는 것이다.
- 위의 예에서 C 2 H 5 OH의 생성 반응이 거꾸로 되어있는 것에 주목하자. C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0.5O 2 의 반응은 C 2 H 5 OH가 생성되는 것이 아니고 분해되는 것이다. 반응들을 더해서 반응물과 생성물만 남도록 하기 위해 C 2 H 5 OH의 생성 반응을 거꾸로 적었으므로, 역시 C 2 H 5 OH의 생성열도 거꾸로 더해주어야 한다. 즉, C 2 H 5 OH의 생성열인 -228 kJ/mol의 부호를 바꾼 228 kJ/mol을 더해주어야 한다.
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깨끗한 용기 하나를 구해서 물을 담아라. 간단한 방법으로 엔탈피 변화를 관찰할 수가 있다. 다른 오염물질들이 실험을 방해하지 않게 용기를 깨끗하게 닦고 살균하자. 과학자들은 엔탈피를 측정하기 위해 열량계라는 특수한 단열 용기를 사용하지만, 아무 조그만 유리병이나 플라스크에서도 괜찮은 결과를 얻을 수 있다. 어떤 용기를 사용하든지 깨끗한 상온의 물로 채우도록 하라. 좋은 결과를 위해서 시원한 실내에서 실험을 진행하도록 하자.
- 이 실험에서는 작은 용기가 더 적합하다. 우리는 발포비타민을 물에 넣어 엔탈피가 변하는 것을 측정할 것이다. 그러므로 물이 적을 수록 온도 변화가 더욱 분명하게 보일 것이다.
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용기에 온도계를 넣는다. 온도계를 하나 구해서 용기에 온도계 끝이 물속에 잠기도록 설치한다. 물의 온도를 읽어라 — 우리 실험에서, 현재의 온도가 반응의 초기 온도(T1)가 될 것이다.
- 물의 온도가 정확히 섭씨 10도로 측정되었다고 해보자. 다음 과정들에서 이 초기 온도를 예로 들어 설명을 계속하겠다.
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발포비타민 1정을 용기에 넣는다. 준비가 모두 되었으면 발포비타민 1정을 용기에 담긴 물에 넣어주자. 넣은 즉시 소리가 나며 거품이 발생하는 것이 보일 것이다. 발포비타민이 물에 녹으면, 탄산수소이온(HCO 3 - )과 구연산(산으로서 H + 이온을 내놓게 된다)으로 나뉘게 된다. 이것들은 다음과 같이 반응해서 물과 이산화탄소를 내놓는다: 3HCO 3 − + 3H + → 3H 2 O + 3CO 2 .
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반응이 끝난 후의 온도를 측정한다. 반응이 진행되는 동안 지켜보자. 발포비타민은 물에 천천히 녹을 것이다. 반응이 끝나자마자(또는 반응이 거의 끝나 보이면), 온도를 다시 측정한다. 물은 처음 보다 살짝 차가워졌을 것이다. 만약 따뜻해졌다면, 실험이 밖의 조건에 영향을 받은 것이다. 예를 들면 방이 따뜻해서 물의 온도가 올랐을 수가 있다.
- 이 실험에서, 반응 후의 온도가 섭씨 8도로 측정되었다고 가정해보자.
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반응의 엔탈피를 계산한다. 이상적인 실험에서는 물에 발포비타민을 넣으면 물과 이산화탄소(소리를 내며 거품을 내는 것으로 관찰이 된다)를 생성하고, 물의 온도가 낮아지게 된다. 이 정보로부터 우리는 반응이 흡열반응(주위로부터 열을 흡수하는 반응)이라는 것을 예측할 수 있다. 물에 녹은 용액 상태의 반응물은 기체 생성물을 만들어 용액에서 내보내기 위해서 추가적인 에너지가 필요하다. 이 때문에 주위(이 경우는, 물이다)에서 열을 흡수하는 것이다. 그 결과로 물의 온도는 낮아지게 된다.
- 우리가 예로 들었던 것을 다시 보면, 물의 온도는 섭씨로 2도가 떨어졌다. 이것은 우리가 생각했듯이 반응이 약간 흡열반응이라는 것과 잘 맞는다.
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팁
- 이러한 계산들은 절대온도(Kelvin, K)를 사용한다. 이것은 섭씨와 비슷한 온도 단위로 섭씨온도를 절대온도로 바꾸려면 273도를 더해주면 된다: K = °C + 273.
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출처
- ↑ http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/heatreac.html
- ↑ http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/heatreac.html
- ↑ http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/heatreac.html
- http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/heatreac.html
- http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/chemener.html#enthalpy
- http://www.iun.edu/~cpanhd/C101webnotes/matter-and-energy/specificheat.html
- http://education.seattlepi.com/delta-h-represent-chemistry-3557.html
- https://www.chem.tamu.edu/class/majors/tutorialnotefiles/enthalpy.htm
- http://www.pasco.com/chemistry/experiments/online/classic-endothermic-reaction-alka-seltzer-and-water.cfm
이 위키하우에 대하여
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