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열역학 (thermodynamics) 에서는 주어진 계 (system) 의 에너지 (energy) 와 일 (work) 을 다룬다 .

열역학 (thermodynamics) 에서는 주어진 계 (system) 의 에너지 (energy) 와 일 (work) 을 다룬다. 일정압력에서 계의 에너지 변화 = 계의 엔탈피 변화 = 계의 내부 에너지 변화 + 주위에 행한 일. H 2. H 1.

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열역학 (thermodynamics) 에서는 주어진 계 (system) 의 에너지 (energy) 와 일 (work) 을 다룬다 .

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Presentation Transcript

  1. 열역학(thermodynamics)에서는 주어진 계(system)의 에너지(energy)와 일(work)을 다룬다.

  2. 일정압력에서계의 에너지 변화 = 계의 엔탈피 변화 = 계의 내부 에너지 변화 + 주위에 행한 일

  3. H2 H1

  4. 주어진 기체가 나타내고 있는 상태를 서술(정의)하는 작업에서는 온도(temperature, T), 압력(pressure, P) 그리고 부피(volume, V) 등과 같이 그 기체의 상태를 나타내는 변수인 상태변수(state variable : 기체가 놓여있는 주어진 상태에 도달하는 경로와는 무관하게 그 상태에 의해서만 달라지는 값들을 가지는 변수)들을 사용한다. • 이러한 상태변수들을 사용하여 새로운 상태변수들을 정의할 수도 있는데, 그렇게 얻어지는 새로운 상태변수들은 사용하여 주어진 계의 행동양식을 더 쉽게 이해할 수도 있게 된다. • 주어진 기체의 경우 새로운 상태변수로「H = E + PV」로 정의하는 엔탈피(enthalpy)를 적용하여 그 기체의 행동양식을 더 이해할 수 있다.

  5. 기체에 가해진 열의 양은 다음과 같이 표현할 수 있다. Q = Cp(T2 - T1) ① (Cp: 일정 압력에서의 기체의 열용량) 그리고 기체가 주위에 행한 일은 다음과 같이 나타낸다. W = P(V2 - V1) ② 그런데 열역학 제1법칙에 의하면, 다음과 식이 성립한다. ΔE = E2- E1= Q - W ③ 식③에 식②를 대입하면, E2- E1= Q - P(V2 - V1) ④ 가 얻어진다. 이제 식④를 다음과 같이 바꾸어 쓸 수 있다. (E2+ PV2) - (E1+ PV1) = Q ⑤ 식⑤에 ‘H = E + PV'를 적용하여 다음과 같이 표현할 수 있다. H2- H1= ΔH = Q ⑥ 이제 식⑥에 식①을 대입하면, 다음과 같은 식을 얻는다. (H2- H1) = ΔH = Cp(T2- T1) ⑦

  6. (예) H2O(l)의 = –285.8 kJ/mol 표준상태에서 H2(g) + ½O2(g) → H2O(l)와 같은 반응을 통해 1 mol의 H2O(l) 가 생겨나는 경우, H2O(l)의 표준 생성 엔탈피

  7. 기준 상태(reference state)란 주어진 온도와 1 bar의 압력 하에서 열역학적으로 가장 안정한 상태에 있는 원소를 지칭하며, 기준 상태에 있는 원소들의 표준 생성 엔탈피는 ‘0’이다.

  8. (추가예1) 열량계에서의열손실을 고려하지 않는 경우. 일정 압력 열량계에서0.100 M AgNO3수용액 50.0 mL와 0.100 M HCl수용액 50.0 mL를 섞어주면서 측정한 온도변화는 0.81oC이었다. 반응 엔탈피(ΔH반응, 단위 : kJ/mol)를 구해보자. 단, 최종용액의 질량은 100.0 g이고, 열용량(Cp)은 4.18 J/g․°C(heatcapacity per gram : specific heat, 비열)이다. 화학반응식은 다음과 같다. AgNO3(aq) + HCl(aq) → AgCl(s) + HNO3(aq) Q용액 = CpΔT = (4.18 J/g․°C) × (100. 0 g) × (0.18°C) = 3.39×102J Q반응 = -Q용액 = -3.39×102J/(0.100 M × 50.0 mL) = -3.39×102 J/5.00 mmol = -3.39×102 J/(5.00×10-3 mol) = -6.78×104 J/mol = -67.8 kJ/mol = ΔH반응

  9. (추가 예2) 열량계에서의열손실을 고려하는 경우 일정 압력 열량계에서6.0 M NaOH수용액 47.4 mL에 6.0 M NaOH수용액 55.5 mL를 섞어주었다. 단, 이 실험에서 측정한 값들이 다음과 같다면, 반응 엔탈피를 구해보자. 섞여진 용액의 질량 = 103.0 g, 물의 열용량= 4.184 J/g․°C, 섞기 전 온도 = 22.1°C, 석은 후 온도 = 47.5°C 열량계의열용량= 2.0×102 J/g․°C 열량계의 온도변화 = 용액의 온도변화 NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) Q반응 = -Q용액 = -{(103.0 g)×(4.184 J/g․°C) ×(25.5°C) + (2.0×102 J/°C)×(25.5°C)} = -1.6×104 J → ΔH반응 = (-1.6×104J)/(6.0 M × 47.4 mL) = (-1.6×104 J)/(2.8×102mmol) = (-1.6×104 J)/(0.28 mol) = -5.7×104 J/mol = -57 kJ/mol

  10. (추가 예3) 다음과같은 반응의 반응엔탈피를 구해보자. 단, CO(g)와 CO2(g)의표준 생성 엔탈피는 각각 -110.5 kj/mol과 -393.5 kJ/mol이다. 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) ΔH반응 = 생성물들의ΔHfo의 합 - 반응물들의ΔHfo의합 반응물들의ΔHfo의 합 = 2 × (-110.5 kJ/mol) = -221.0 kJ/mol 생성물들의ΔHfo의 합 = 2 × (-393.5 kJ/mol) = -787.0 kJ/mol ΔH반응 = -787.0 kJ/mol – (-221.0 kJ/mol) = 566.0 kJ/mol

  11. (추가 예4) 다음과같은 반응에서의 엔탈피 변화는 -130.6 kJ이라면, CuO(s)의표준 생성 엔탈피를 구해보자. 단, H2O(l)의 표준 생성 엔탈피는 –285.8 kJ/mol이다. CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(l) • ΔH반응 • = 생성물들의ΔHfo의 합 - 반응물들의ΔHfo의합 • 130.6 kJ/mol = {0 + (-285.8 kJ/mol)} – {CuO(s)의표준 생성 엔탈피 + 0} • CuO(s)의표준 생성 엔탈피= - 155.2 kJ/mol

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