[일반화학실험] 반응열 측정 : 화학 반응에서의 엔탈피 개념에 대해 이해하고 헤스의 법칙을 실제 실험에 적용시켜 본다.

소개글

[일반화학실험] 반응열 측정 : 화학 반응에서의 엔탈피 개념에 대해 이해하고 헤스의 법칙을 실제 실험에 적용시켜 본다.에 대한 보고서 자료입니다.

목차

Ⅰ. 실험주제 : 반응열 측정

Ⅱ. 실험목적

Ⅲ. 실험원리
1. 계와 주위
2. 엔탈피
3. 화학 반응의 종류
4. 헤스의 법칙
5. 반응열 측정 방법

Ⅳ. 실험도구 및 준비물

Ⅴ.실험방법

Ⅵ. 실험 시 주의사항

Ⅶ. 실험결과

Ⅷ. 고찰

Ⅸ. 참고문헌

본문내용

용액의 초기온도(Ti) : 23.5℃
중화된 용액의 최고 온도 (Tf) : 25.8℃
온도상승, ΔT(Tf Ti) : 2.2℃
Ⅷ. 고찰
<실험1>
ΔH=M용액ⅹ4.18ⅹΔT+M플라스크ⅹ0.85ⅹΔT의 식을 이용
ΔH = 198ⅹ4.18ⅹ 5 + 142.2ⅹ0.85ⅹ5 = 4741.5J
ΔH1은 NaOH 1몰당 반응열이므로, 4741.5Jⅹ20 = 94.83kJ
<실험2>
ΔH=M용액ⅹ4.18ⅹΔT+M플라스크ⅹ0.85ⅹΔT의 식을 이용
ΔH = 194ⅹ4.18ⅹ1.5+142.2ⅹ0.85ⅹ1.5 = 1397.685J
ΔH2은 NaOH 1몰당 반응열이므로, 1397.685ⅹ20 = 27.95kJ
<실험3>
ΔH=M용액ⅹ4.18ⅹΔT+M플라스크ⅹ0.85ⅹΔT의 식을 이용
ΔH=198ⅹ4.18ⅹ2.2+142.2ⅹ0.85ⅹ2.2=2086.72J
ΔH3은 NaOH 1몰당 반응열이므로, 2086.72ⅹ20 = 41.73kJ
ΔH1=94.83kJ, ΔH2=27.95kJ, ΔH3 = 41.73kJ이므로
ΔH2 + ΔH3 =69.68kJ이며 이 값은 ΔH1=94.83kJ과 25.15kJ의 차이가 난다.
이론적으로는 ΔH1= ΔH2 + ΔH3이 성립해야 하지만, 실험 과정에서 완벽한 단열 용기를 만들기 어려웠고, 기구 자체의 오차도 상당히 있는 것을 고려해 봤을 때, 오차는 어느 정 도 날 수밖에 없었다고 생각된다.
Ⅸ. 참고문헌
공학용 대학화학실험법
http://blog.naver.com/lucky80?Redirect=Log&logNo=130079691147
http://blog.daum.net/eybbb/1735830

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