[일반화학] 『엔트로피와 자유에너지』에 대하여

소개글

[일반화학] 『엔트로피와 자유에너지』에 대하여에 대한 보고서 자료입니다.

목차

I. 열역학 제 2 법칙

II. 엔트로피와 가역과정

III. 자유 에너지

IV. 화학반응에 관련된 엔트로피 변화

V. 열역학 제 3 법칙

VI. 자유에너지변화를 계산

VII. 자유에너지 변화와 반응혼합물의 조성

VIII. 자유에너지와 화학평형

본문내용

있지 않으므로 물의 두 가지 상태사이에 평형이 존재하게 된다.
IV. 화학반응에 관련된 엔트로피 변화
위치적 확률과 분자구조와 엔트로피
일정한 압력, 온도에서 일어나는 화학반응에 수반되는 엔트로피 변화를 생각
①계의 엔트로피 변화는 위치적 확률에 의해 결정
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
네 개의 반응물 분자는 두 개의 생성물 분자가 된다. 이로 인해 계에 있는 분자의 수는
줄어 들고 따라서 위치적 무질서도는 감소하게 된다.
보다 적은 수의 분자는 보다 적은 수의 가능한 배치를 의미
②분자 구조의 차이로 생기는 엔트로피
Al2O3(s) + 3H2(g) → 2Al(s) + 3H2O(g)
반응물 쪽에 3몰의 수소기체, 생성물 쪽에 3몰의 수증기가 관여
△S는 큰 양의 값을 가짐
(왜? H2O분자는 비선형의 삼원자 분자 이므로 이원자 분자인 수소보다 많은 회전 및 진동 운동을 할 수 있다.)
일반적으로 분자가 복잡할수록 보다 큰 엔트로피 값을 가진다.
풀이)1. 분자가 복잡할수록 보다 큰 엔트로피 값을 가진다.
(H2O분자는 비선형의 삼원자 분자이므로 이원자 분자인 H2보다 많은 회전 및 진동 운동을
할 수 있다.)
V. 열역학 제 3 법칙
①0K에서 완전한 결정의 엔트로피는 0이다.
②엔트로피는 계의 상태함수이기 때문에 화학반응의 엔트로피 변화는
생성물의 표준 엔트로피와 반응물의 표준 엔트로피의 차로부터 계산
△S°반응 = ∑S°생성물 - ∑S°반응물
③엔트로피는 크기의 성질(주어진 반응물 혹은 생성물의 몰 수를 고려)
풀이)표로부터 △S°(N2(g)) = 191.50 J/molK
△S°(O2(g)) = 205.03 J/molK
△S°(NO2(g)) = 239.95 J/molK
△S°반응 = ∑S°생성물 - ∑S°반응물 이므로
△S°반응 = 2S°(NO2(g)) - [S°(N2(g)) + 2S°(O2(g))]
= -121.66 J/K
VI. 자유에너지변화를 계산
①△G°= △H°- T△S°를 이용하는 방법
풀이)△G= △H- T△S , 40 = 6,000 - T20, T = 298
②Hess의 법칙을 이용하여 △H를 계산한 방법과 유사한 방법
풀이) a - b = (-397 + 394) KJ = -3 KJ
△G°값이 음이므로 25℃ 1기압에서 다이아몬드는 자발적으로 흑연으로 된다.
너무 느리게 진행되기 때문에 관찰할 수 없다.(△G°값으로는 반응진행속도를 알 수 없음)
③표준 생성 자유 에너지를 이용하는 방법(△G°f)
표준생성자유에너지 : 모든 반응물과 생성물이 표준 상태에 있을 때 성분 원소로부터
1몰의 물질을 생성하는데 수반되는 자유 에너지 변화로 정의
△G°= ∑△G°f생성물 - ∑△G°f반응물
예를 들면) 2CH3OH(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 4H2O(g)
물질
△G°f(KJ/mol)
CH3OH(g)
-163
O2(g)
0
CO2(g)
-394
H2O(g)
-229
△G°= ∑△G°f생성물 - ∑△G°f반응물
= 2△G°f(CO2(g)) + 4△G°f(H2O(g)) - [ 3△G°f(O2(g)) + 2△G°f(CH3OH(g)) ]
= 2mol(-394 KJ/mol) + 4mol(-229 KJ/mol) -[ 3(0) + 2mol(-163 KJ/mol) ]
= -1378 KJ
VII. 자유에너지 변화와 반응혼합물의 조성
표준 자유에너지 변화의 부호는 반응물과 생성물 모두가 표준상태 조건에 있을 때
자발적인 반응의 방향을 말해준다.
반응물과 생성물들이 비표준상태 압력과 농도에 있을 때
자유에너지 변화 △G를 어떻게 계산할까?
△G = △G°+ RT lnQ
(△G : 비표준상태 조건하에서 자유에너지 변화.
△G°: 표준상태 조건하에서 자유에너지 변화.
R : 8.314 J/Kmol. T : 캘빈온도. Q : 반응지수 )
풀이)
Qp == 1.5 x 10-5
△G = △G°+ RT lnQ = △G°+ 2.303RT logQ
= (-33.0 x 103J) + (2.303)(8.314J/K)(298K)(log 1.5 x 10-5)
= -60.5 KJ
Qp 가 1보다 작기 때문에 △G가 △G°보다 더 음이다.
이는 반응이 표준상태 조건하에서 보다 더 큰 열역학적 추진력을 갖는 것을 의미한다.
이는 반응 혼합물에서 반응물이 풍부하고 생성물은 결핍되어 있는 까닭이다.
VIII. 자유에너지와 화학평형
△G = △G° + RT lnQ
①반응 혼합물이 대부분 반응물일 때
Q << 1 RT lnQ << 0 △G << 0
반응이 정방향으로 자발적으로 진행
②반응 혼합물이 대부분 생성물일 때
Q >> 1 RT lnQ >> 0 △G > 0
반응이 역방향으로 자발적으로 진행
평형에서 반응에 대한 △G는 영이고 반응지수 Q는 평형상수 K와 같다.
△G = 0 과 Q = K를 식(△G = △G°+ RT lnQ)에 대입하면
0 = △G°+ RT lnK
△G° = -RT lnK
△G°
ln K
K
설 명
△G°< 0
ln K > 0
K > 1
평형혼합물이 주로 생성물이다
△G°> 0
ln K < 0
K < 1
평형혼합물이 주로 반응물이다
△G°= 0
ln K = 0
K = 1
평형혼합물이 서로 비교할 만한 양의 반응물과 생성물을 지닌다.
△G°와 lnK 사이의 관계식은 K가 측정하기 어려울 때 특히 유용하다
평형에 있는 계의 ΔG는 0이므로 자유 에너지 변화를 사용하면 평형상수를 계산할 수 있다.
ΔGo = -RT lnK
(R : 기체 상수, T : 절대온도, K : 평형상수 )
풀이)
일단 △G°를 계산해야 한다.
△G°=[△Gof(NO2) + △Gof(O2)] - [△Gof(NO) + △Gof(O3)]
=(51.29 + 0)kJ/mol -(86.55K + 163.2)kJ/mol
= -198.46 kJ/mol
△G°= -RT lnK
lnK = = = 80.10
K = e80.10 = 6.03 x 1034
풀이)
①△G°=△H°-T△S°
= -18 kcal/mol - (293 K x 13 x 10-3 kcal/molK) = -21.809 kcal/mol
②△G° < 0 이므로 발열반응
③△G°= -RT lnK
lnKeq =
=

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