[화학실험] 헤스의 법칙(엔탈피 측정과 상태 함수)

목차

1. Abstract

2. Results and Data

3. Discussion

본문내용

이 크게 나오려면 열용량이 크게 측정되거나 온도 변화량이 커야 한다. 구체적으로 보면 질량이 크게 측정되거나 처음 온도가 원래 온도보다 적게 측정되거나 나중 온도가 원래 온도보다 크게 측정되면 반응열이 커진다. 그리고 이론값보다 반응열이 적게 나오려면 반대의 경우가 성립하면 되는 것이다. 이처럼 반응열은 단순한 실험 절차에 의해 결정되는 것이므로 실험시 측정이 가장 중요하다고 할 수 있다. 이론값의 비교 뿐만 아니라 이 실험에서처럼 다단계 반응과 한 단계 반응의 반응열을 비교하는데에도 적용할 수 있을 것이다.
이와 관련하여 먼저 이번 실험에서 반응에 참여한 수산화 나트륨에 대해 생각해 볼 수 있다. 반응열이 제대로 측정되지 않는 것은 반응에 참여한 반응 물질의 양 때문인 것도 한 요인인데, 조해성을 가지는 수산화 나트륨이 질량을 재는 동안에 순수한 수산화 나트륨에서 탄산 나트륨 등으로 변화했을 수 있다. 그래서 실험에 참여한 반응 물질의 양이 상대적으로 많이 측정되었지만 weighting paper 등에 달라 붙어 비커 속으로 다 들어 가지 못 하고 실질적으로 참여한 반응 물질의 양은 적어서 용해 반응에서 온도 변화가 적지 않았나 싶다.
그리고 반응 물질의 양과 관련하여 온도 변화가 적게 이루어져 반응열이 적게 측정 되었을 수 있으므로 중화 반응시 제대로 섞이지 않았거나 용해가 덜 되었거나 하여 반응 물질이 적게 반응하여 실질적으로 온도 변화가 적었다는 점을 고려해 보면 왜 두, 세 번째 반응의 반응열이 적게 나왔는지 알 수 있을 것이다.
그리고 결과 해석 과정에서 세 번째 실험에서 온도가 첫 번째 실험만큼이나, 그리고 두 번째 실험에 비해 많이 높다는 점에 약간 고민되기도 했다. 그것은 몰당 반응열이 아니라 바로 구해진 반응열만 봤을 때는 첫 번째 반응열은 두 번째, 세 번째 반응열의 합이 되어야 하는데 세 번째 반응열의 합이 월등하게 크기 때문에 고민이 되었다. 하지만 세 번째 반응의 온도가 두 번째 반응의 온도보다 높고 반응열이 큰 것은 핸드 아웃과 다르게 실험에서 반응한 산과 염기의 농도가 0.1mol로 앞의 두 반응 농도(0.05mol)의 두 배가 되기 때문에 온도도 급격히 높아지고 반응열도 컸던 것이다. 그러나 엔탈피의 변화량을 계산할 때 그렇게 각기 다른 반응열을 몰 수로 나누어 주므로 기준이 생겨 몰당 반응열 변화가 되므로 위와 같이 상관 관계를 설명할 수 있게 되는 것이다.
부가적으로 중화열의 이론값과 실험값을 대비 시켜 보면 다음과 같다.
중화열의 이론값 (-)13.8 Kcal = 13800cal × 4.18 =57684J = 57.68KJ
(1 cal = 4.18J이기 때문에)
실험에서 구한 중화열의 실험값 112.608KJ , 107.232KJ
이러하게 실험값과 이론값의 둘 간에 상당히 차이가 많이 난다. 이것은 몰 수도 일정하게 해 주었고 하는데 왜 그런지 잘 모르겠다. 그런데 한 가지 생각해 볼 만한 것은 칼로리의 단위는 1 atm에서 순수한 물 1g을 14.5℃에서 15.5℃까지 1℃ 올리는 데 필요한 열량으로 정해지기 때문이 아닐까 한다. 이 실험에서는 일단 순수한 용액이 아니며, 실험실 온도 25℃을 기준으로 보면 그러한 것 같다. 다만 계산에서 위의 식에서 보면 계산의 편리상 열용량 계산에 사용한 것 같다. 그래서 패턴을 보는데 집중하면 될 것 같다.
이번 실험에서 오차들의 요인들이 복잡하지만 결국은 헤스의 법칙을 설명할 수 있다. 한 단계 반응과 그것이 여러 단계로 나누어진 반응에서 경로에 상관없이 결국은 화학 반응에 따르는 에너지 변화는 일정하다는 결론에 이르게 된다. 따라서 헤스의 법칙은 상태 함수가 되는 것이다.

키워드

헤스,   헤스의 법칙,   엔탈피,   상태함수,   화학실험,   엔트로피,   엔탈피 측정