화학 반응의 에너지

화학 반응의 시스템과 환경

에너지 측면에서 화학 반응을 올바르게 해석하려면 다음과 같은 지식이 필요합니다.

1. 체계: 명확한 경계를 가진 물질의 분리된 영역. 시스템의 유형은 중요합니다. 반응이 에너지와 물질의 교환을 포함하는 경우에는 열려 있고, 반응이 에너지 교환만 포함하는 경우에는 닫혀 있고, 에너지나 물질이 모두 교환되지 않으면 격리된 시스템입니다.
2. 환경: 시스템에 포함되지는 않지만 근처에 있는 모든 것.
3. 시스템 구성 요소: 분석된 시스템에 위치하며 고유한 화학적 특성을 가진 모든 물질.

화학 결합의 에너지

모든 화학 반응을 특징짓는 에너지 효과는 원자 사이에 새로운 결합을 끊고 생성하는 동안 발생하는 변화의 결과입니다. 사실 화학 결합이 끊어질 때마다 적절한 양의 에너지 흡수와 본질적으로 연결되어 있는 반면, 새로운 결합이 형성되면 에너지가 생성됩니다. 환경으로의 에너지 방출은 열, 빛, 일 또는 전기와 같은 다양한 영향을 미칠 수 있습니다. 이러한 각 프로세스는 반응이 발생하는 시스템의 내부 에너지의 일반적인 변화에 영향을 미치는 구성 요소입니다. 시약이 변형 중에 에너지를 흡수해야 하는지 또는 포기해야 하는지 여부에 관계없이 전체 프로세스를 시작하려면 일정량의 에너지가 항상 필요하다는 것이 중요합니다.

열역학 제1법칙

화학 반응의 에너지에 관한 첫 번째 중요한 규칙은 환경과 에너지만 교환하는 시스템(폐쇄 시스템)의 내부 에너지는 열이나 일로만 변환될 수 있다는 열역학 제1법칙에서 공식화된 관계입니다. 이는 Helmholtz 방정식에 반영됩니다. ∆U = Q + W 여기서 ∆U는 내부 에너지의 변화를 나타내고 Q는 열을 나타내며 W는 작업을 나타냅니다. 고립계, 즉 환경과 에너지나 질량을 교환하지 않는 계의 내부 에너지는 일정하다는 것을 공식에서 알 수 있습니다. 내부에너지의 성분은 현재 반응계에 존재하는 원자, 이온, 분자, 전자, 원자핵 성분의 운동에너지와 이들의 상호작용 에너지, 즉 화학결합, 상호작용의 에너지를 모두 포함한다. 요금 사이 등. 내부 에너지는 시스템 전체의 운동 에너지 또는 위치 에너지를 포함하지 않는다는 점에 유의하십시오. 시스템 전체의 운동 에너지와 위치 에너지 및 내부 에너지의 합은 시스템의 총 에너지(E)입니다.

시스템 엔탈피(H)

이것은 화학 반응의 에너지와 관련된 또 다른 중요한 개념으로, 실제로는 시스템의 내부 에너지와 압력 및 부피의 곱의 합을 의미합니다. 정성적인 측면에서 이것은 진공(U)에서 시스템을 생성하는 데 필요한 에너지이며 일에 의해 증가합니다. 영. 시스템의 엔탈피를 정의하는 관계는 다음과 같이 표현됩니다. H = U + pV 이러한 시스템에서 발생하는 반응은 엔탈피에 무한히 작은 변화를 일으킵니다. dH = dU + dpV + pdV 반응 조건이 등압인 경우 프로세스는 변경되지 않으며 dpV=0이므로 두 번째 부분은 생략할 수 있습니다. 명확한 증분을 미분으로 대체하고 시스템 내부 에너지의 변화를 나타내는 표현을 대체하면 다음 관계를 얻습니다. ∆H = Q + W + p∆V 분석된 프로세스가 일정한 압력에서 체적 작업을 수행한다고 가정합니다. , W = -pΔV, 결과적으로: ΔH = Q – pΔV + pΔV 일정한 압력에서 반응이 발생하면 시스템 엔탈피의 변화는 열과 같다는 방정식에서 따릅니다. ∆H = Q

반응의 에너지 능력

시스템의 엔탈피 변화가 반응 열과 같을 수 있음을 나타내는 위에서 도출된 공식에 따라 프로세스는 열 변환에 따라 분류됩니다. 에너지 흐름의 방향에 따라 화학 반응을 다음과 같이 나눕니다.

1. 예를 들어 열의 형태로 시스템 환경으로 에너지가 방출되는 것을 관찰할 수 있는 반응인 발열 반응. 이것은 제품의 엔탈피의 합이 기판의 엔탈피의 합보다 낮을 때 발생하므로 ΔH<0일 때 발생합니다.
2. 흡열 반응, 즉 환경으로부터 에너지를 흡수하는 화학 반응. 그러한 반응의 조건은 그 에너지의 적절한 양을 전달하는 것입니다. 이는 제품의 총 엔탈피가 기판의 총 엔탈피보다 높은 모든 변환에 적용되므로 ΔH>0입니다.

화학 반응의 표기법

에너지 수요 및 분포와 함께 화학 반응을 고려하면 비열 효과가 화학 반응식의 표기법에 포함됩니다. 발열 반응의 경우 기존 열 효과의 절대값이 제품 측면에 표시됩니다. 반대로, 흡열 반응을 기록할 때 흡수된 에너지의 절대값은 기판 측에 기록됩니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

1. 발열 반응:
2. 흡열 반응: 2H ₃ PO ₄ + 3Mg(OH) ₂ + 407kJ = Mg ₃ (PO ₄ ) ₂ + 6H ₂ O

또 다른 방법은 따로 주어진 에너지 효과 값과 함께 화학 방정식을 기록하는 것입니다. 이 경우, 외에너지 반응의 에너지를 나타내는 값은 음수이고 내에너지 반응의 에너지는 양수이다. 예를 들어:

1. 엑소에너지 반응: Fe + S → FeS ∆H= -95,2 kJ/mol
2. 내에너지 반응: FeS → Fe + S ∆H= 95,2 kJ/mol

헤스의 법칙

반응이 수행되는 방식에 관계없이 열 효과는 항상 동일하다는 열화학 계산의 기초를 구성합니다. 이를 통해 표준 조건, 즉 10 ⁵ Pa의 압력과 모든 온도의 사용을 가정하여 반응의 표준 엔탈피(Δ _r H ^ϴ )를 계산할 수 있습니다. 엔탈피는 상태의 함수이기 때문에 그 변동성은 화학 반응에서 각각 기질의 상태와 생성물의 상태를 나타내는 초기 및 최종 상태의 두 가지 값에만 의존합니다. Hess의 법칙은 stechiometric 계수(v)와 표준 몰 생성 엔탈피(Δ _f H ^ϴ )를 포함하는 방정식으로 표현됩니다.

표준 몰 생성 엔탈피

기본 상태의 원소에서 특정 화합물 1몰을 형성하여 얻은 엔탈피입니다. 기본 상태는 특정 조건에서 가장 내구성이 뛰어난 요소 변형입니다. 예를 들어 흑연 은 25 ^o C 및 10 ⁵ Pa에서 가장 내구성이 강한 탄소 변종입니다 . 반대로 고온 및 고압에서 안정적인 형태의 탄소는 다이아몬드입니다. 기본 조건에서 반응에 참여하는 각 반응물에 대해 표준 몰 생성 엔탈피 값은 0입니다. 일반적으로 이들은 비활성 가스 의 개별 원자이거나 특정 조건에서 다른 가스의 가장 내구성이 뛰어난 변종입니다. 표준 압력(10 ⁵ Pa) 및 온도(일반적으로 25 ^o C)의 경우 화합물 형성의 표준 몰 엔탈피 값이 화학 표에 수집됩니다. 그 값의 단위는 입니다. 화학 반응에 적용되는 Hess의 법칙은 반응의 엔탈피 값이 중간 반응의 수와 무관하다는 것을 의미합니다. 유일한 핵심 정보는 특정 기질이 특정 제품을 얻는 데 사용된다는 것입니다.

이산화탄소의 합성

이산화탄소의 합성은 다양한 방법으로 수행될 수 있지만 헤스의 법칙에 따르면 각 방법은 표준 엔탈피의 변화량이 동일합니다.

1. 직접 합성
2. 탄소(II) 산화물의 합성 + 화합물의 산화 탄소(IV)로의 산화

표에서 화합물의 표준 생성 엔탈피 값을 읽고 화학 방정식에 대입하면 각 방법의 엔탈피가 -393.5 kJ/mol로 동일하다는 것을 알 수 있습니다.

키르히호프의 법칙

다른 온도에서의 값을 알고 있는 경우 특정 온도에 대한 반응의 표준 엔탈피를 계산하기 위해 계산을 변환할 수 있습니다. 우리는 또한 모든 반응물의 몰열과 온도 사이의 관계를 알고 있습니다. 반응 엔탈피의 변화는 그것이 결정된 조건에 따라 달라지므로 법칙을 적용할 수 있습니다. 온도와 압력의 변화에 따라 변합니다. 공식의 유도는 공급된 열 대 온도 상승의 비율인 열 용량을 정의하여 시작해야 합니다. 등온 조건을 가정하면 다음과 같이 변환할 수 있습니다. 결과 방정식의 통합 및 표준 열 용량의 변화를 나타내는 부분으로의 열 용량 변환은 Kirchhoff의 법칙에 의해 제공되는 방정식에 반영됩니다. 표준 조건의 경우, 반응의 열용량 변화는 통계학적 요인인 v-변수와 주어진 반응물의 표준 몰열을 나타내는 로 정의됩니다. 온도차가 작을 때(최대 100K) 반응물의 표준 몰 열 값은 일정 범위 내에서 일정하다고 가정합니다. 그런 다음 반응물의 열용량이 온도가 아니라 일정한 압력에 의존한다고 가정하면 Kirchhoff 법칙의 단순화된 형태를 사용할 수 있습니다.