#2. 중화열 측정

1.실험 제목 : 중화열 측정 실험

 

2. 실험 목적 : 산과 염기의 중화반응을 이용하여 엔탈피가 상태 함수임을 확인한다. (엔탈피는 상태 함수이므로 물질의 상태 변화에 따른 엔탈피의 변화량, 즉 반응열은 변화의 경로에 상관없이 언제나 일정함을 확인한다. , 헤스의 법칙을 실험적으로 확인한다.)

 

3. 시약 및 실험기구 : 수산화 소듐, 염화수소

시약명	화학식	몰질량(g/mol)	녹는점(℃)	끓는점(℃)	밀도(g/mL)
수산화소듐	NaOH	39.997	328.0	1390.0	2.13
염화수소	HCl	36.46	-84.9	-11.4	1.18

 

4. 실험도구 : 노트북, 온도 탐침, 보온병, 250mL 비커, 100mL 눈금실린더, 자석 젓개, 스티로폼, 가열 교반기, 항온조

이론

 

1) 엔탈피와 반응열

 

엔탈피는 물질 내부에 저장된 고유의 에너지이며, 열함량이라고도 한다. 열역학적 계에서 뽑을 수 있는 에너지로 반응열을 사용하여 나타내며 주어진 계의 상태를 나타내는 것으로 일을 할 수 있는 능력을 나타낸다. 계의 엔탈피를 직접적으로 측정하긴 불가능하나 화학 반응이 일어나면 물질의 종류와 상태, 엔탈피가 달라지므로 반응물과 생성물의 엔탈피 차에 해당하는 열이 출입한다. 일정한 압력에서 화학반응이 일어날 때의 계의 엔탈피 변화인 반응 엔탈피로 대신 측정을 진행한다. 따라서 엔탈피는 기준이 되는 어느 점을 잡고 변화를 측정하는 것으로 절대적인 것이 아닌 상대적인 값이다.

 

H=U+PV (H: 계의 엔탈피, U: 계의 내부 에너지, P: 계의 압력, V: 계의 부피)

∆H(엔탈피 변화) = 생성물질의 총 엔탈피 - 반응물질의 총 엔탈피

엔탈피 변화의 부호를 통해 발열반응과 흡열반응을 구분할 수 있는데 그에 앞서 계와 주위에 대해 살펴보면 계는 실험을 진행하는 부분으로 관심의 대상이 되는 부분이다. 그리고 이때의 계를 제외한 나머지 우주를 주위라고 일컫는다. 이때 이들을 구분하는 가상의 경계를 계의 경계라고 한다. 양수일 경우 생성물질이 가진 고유의 에너지가 반응물질보다 크므로 환경으로부터 에너지가 계의 경계를 넘어 에너지를 얻은 것으로 흡열반응이고, 엔탈피 변화가 음수일 경우 생성물질이 가진 고유의 에너지가 반응물질보다 작으므로 계의 경계를 넘어 계가 환경으로 에너지를 방출하여 잃은 것으로 발열반응으로 나타낸다. 엔탈피를 그래프로 나타날 때 세로축을 엔탈피로 표시한다.

반응열(Q)은 화학반응에서 일반적으로 반응물과 생성물이 가지고 있는 에너지가 다르기 때문에 화학 반응이 일어나면 항상 열의 출입이 발생하는데, 이때 방출 또는 흡수하는 열이다. 즉, 반응물의 에너지와 생성물의 에너지의 차이이다. 반응열을 통해 엔탈피 변화를 알 수 있다.

계와 주위 사이에 이루어지는 물질이나 에너지 교환 유형에 따라 계를 세 가지로 구분하는데 열린계, 닫힌계, 고립계가 있다.

 

구분	열린계	닫힌계	고립계
정의	물질 및 에너지 모두 교환 가능	물질은 교환할 수 없지만 에너지는 교환가능	물질 및 에너지 모두 교환 불가능
모형

 

2) 열용량

 

물질의 온도변화를 측정할 때, 물질의 각 열량도 중요하나 활용할 것이 열용량이다. 열용량은 어떤 물질의 온도 1℃ 또는 1K 높이는데 필요한 열량이다. 열용량은 전체질량과 관련이 있다. 열용량은 비열*질량으로 표현이 되기 때문이다. 비열은 물질 1g당 1℃를 올리기 위해 필요한 에너지양으로 물질의 전체질량과 관련이 없이 1g의 단위질량에 관계하는 것이다. 따라서 열용량은 비열에 질량을 곱하므로 질량에 관계한다. 비열은 물질의 특성으로 취급된다. 열용량의 단위는 J/℃, J/K이고 비열은 J/(℃*g), J/(K*g)이다.

열용량 C=Q/ΔT (Q: 물질에 가해 준 열의 양, ΔT: 가열에 의한 온도변화)

보온병의 열용량을 측정할 때 40℃ 물을 넣어주고 안정화된 온도와 60℃ 물을 넣어주고 안정화된 온도의 차이를 ΔT1, 60℃와 안정화된 온도의 차이를 ΔT2라 하면

보온병의 열용량*ΔT1 + 물의 비열*물의 질량*ΔT1 = 물의 비열*물의 질량*ΔT2가 성립하므로 보온병의 열용량을 계산할 수 있다. 물의 질량은 물의 1g/mL의 밀도를 이용하여 계산한다.

ΔH₁ (용해열 + 중화열), ΔH₂ (용해열), ΔH₃ (중화열)을 측정할 때에는 구한 보온병의 열용량*온도변화+보온병 내 용액의 비열(용액이 거의 물이므로 물의 비열 사용)*물의 질량*온도변화의 합으로 구한다.

 

3) 상태함수

 

상태함수란 계의 상태에만 의존하고 경로와 무관한 함수로 처음상태와 끝 상태만 알면 구할 수 있다.

ΔU=Uf-Ui (Uf: 물질의 나중 내부 에너지, Ui: 물질의 처음 내부 에너지)

 

4) 헤스 법칙

 

화학 반응이 일어나는 동안에 반응물의 종류와 상태, 생성물의 종류와 상태가 같으면 반응 경로에 관계없이 반응 엔탈피의 총합은 일정하다는 것이 헤스 법칙이다. 헤스의 법칙을 이용하면 실험을 통해 직접 측정하기 어려운 반응의 반응열을 간접적으로 계산하여 구할 수 있다

 

5) 열화학 반응식

 

열화학 반응식은 화학반응이 일어날 때 방출되거나 흡수되는 에너지를 화학반응식에 함께 나타낸 식이다. 반응열은 Q또는 ∆H로 나타내는데, 반응열은 열화학 반응식에 포함하여 나타내지만 ∆H는 따로 표시한다. 열화학 반응식은 반응물과 생성물의 에너지 관계와 화학 반응에서 출입하는 열의 양에 대한 정보를 알려준다. 열화학 반응식을 나타날 때에는 물질의 상태에 따라 엔탈피가 달라지므로 물질이 상태를 꼭 표시한다. 온도와 압력을 함께 표시하고 주어지지 않았다면 25℃, 1기압으로 간주한다. 같은 화학 반응이더라도 반응 엔탈피는 물질의 양에 비례하니 열화학 반응식에서 반응 계수에 따라 반응 엔탈피가 달라지므로 주의한다. 역반응의 엔탈피 변화는 정반응의 엔탈피 변화와 절댓값은 같고, 부호는 반대이다.

 

6) 반응열의 종류

 

생성열 : 25℃, 1기압에서 그 물질을 이루는 가장 안정한 상태의 성분 홑원소 물질로부터 어떤 물질 1몰이 생성될때 방출 또는 흡수되는 열량으로, 생성열(∆H)이 작을수록 안정한 물질이다.

1/2 N₂(g) + 1/2 O₂(g) -> NO(g) - 90.4kJ, ΔH=90.4kJ

원소의 표준 생성열의 경우 표준 상태에서 여러 가지 동소체가 존재하는 경우 가장 안정한 물질의 표준 생성열은 0이다. 산소의 동소체에 O₂(g)와 O₃(g)이 존재하는데, 가장 안정한 원소는 O₂(g)이므로 O₂(g)의 표준 생성열은 0이다. 탄소동소체는 가장 안정한 것은 흑연이기에 흑연이 0의 표준 생성열을 갖는다.

분해열: 어떤 물질 1몰이 성분 홑원소 물질로 분해될 때 출입하는 열량으로, 생성열(∆H)과 크기가 같고 부호만 반대이다.

NO(g) -> 1/2 N₂(g) + 1/2 O₂(g) + 90.4kJ ΔH=-90.4kJ

연소열 : 어떤 물질 1몰이 완전 연소될 때 방출되는 열량으로, 연소반응은 항상 발열반응이다.

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O + 890kJ, ∆H = -890kJ

중화열 : 중화반응에 의해 물 1몰이 생성될 때 방출되는 열량으로, 중화열(∆H)은 산, 연기의 종류에 관계 없이 –58 kJ/mol로 일정하다.

H⁺ + OH⁻ → H₂O + 54.8kJ, ∆H = -54.8kJ

용해열 : 물질 1몰이 충분한 양의 물에 용해될 때 방출 또는 흡수되는 열량이다.

H₂SO₄(l) → H₂SO₄(aq) + 79.5kJ, ∆H = -79.5kJ

 

7) 결합 에너지와 반응 엔탈피

 

화학반응에서는 반응물을 이루는 원자 사이의 결합이 끊어지고 새로운 결합이 형성되면서 생성물을 만드는데, 이때 원자 사이의 결합이 끊어질 때에는 에너지가 흡수되어 엔탈피가 커지고 생성될 때에는 에너지가 방출되어 엔탈피가 작아진다. 결합 에너지는 기체 상태의 물질을 구성하는 두 원자 사이의 공유 결합 1몰을 끊어 기체 상태의 원자로 만드는 데 필요한 에너지이다. 결합 에너지도 ΔH로 표시하며 결합을 끊으려면 에너지를 흡수해야 하므로 항상 양의 값을 갖는다. 원자 사이의 결합력이 끊기 어려우므로 결합 에너지는 원자 사이의 결합이 강할수록 크다.

8) 열역학 법칙

열역학 제 0법칙: 두 개의 계가 다른 세 번째 계와 열적 평형 상태에 있으면, 이 두 개의 계는 반드시 서로 열적 평형이다. (A라는 계와 B라는 계가 열적 평형이고 A라는 계와 C라는 계가 열적 평형이라면 B와 C라는 계도 열적 평형이다. 라는 내용) 보온병의 열용량을 측정할 때 40℃ 물과 60℃ 물을 넣었을 때 안정화되는 온도를 측정하고 이때 보온병과 물이 열적 평형상태라는 점을 이용해 보온병의 열용량을 계산하게 된다. (보온병을 B, 40℃ 물이 A이고 나중에 넣은 60℃ 물이 C라면 처음에 A와 B가 열평형이 되고 추가로 60℃ 물을 넣어주었을 때 내용물과 서로 섞이며 B와 C가 열평형이 됨.

열역학 제 1법칙: 고립계에서 에너지 총량은 일정하다. 에너지는 다른 것으로 전환될 수 있으나, 생성되거나 파괴될 수 없다. (고립계가 있다면 어떠한 물질과 에너지 교류도 없음.) 계 내에서 어떤 반응이 일어나더라도 에너지는 일정. 계 내의 반응으로 에너지를 50 얻는다면 다른 곳에서 50을 잃어야 함. 전환될 수는 있으나 생성과 파괴는 안됨.) 이번 실험에서는 스티로폼 뚜껑으로 보온병을 덮어줌으로써 보온병과 그 안의 용액을 하나의 고립계로 취급함으로써 열손실이 없다고 가정한다.

 

5. 실험방법

 

1) 보온병의 열용량 측정

보온병에 40℃ 물 100mL와 자석 젓개를 넣은 후 가열 교반기 위에 올려두고 안정화되는 온도를 측정해 준다.

60℃ 물 100mL를 넣은 후 안정화되는 온도를 측정해 준다.

1, 2단계에서 구한 온도를 통해 보온병의 열용량을 계산한다.

2) ΔH₁ (용해열 + 중화열)의 측정

보온병에 0.5M HCl 용액 100mL, 증류수 100mL, 자석젓개를 넣고 안정화되는 온도를 측정해 준다.

2g의 NaOH(s)를 측정해 보온병에 넣고 용액의 온도가 가장 높이 올라갈 때를 기록한다.

3) ΔH₂ 용해열의 측정

보온병에 증류수 200mL를 넣고 안정화되는 온도를 측정한다.

2g의 NaOH(s)를 측정해 보온병에 넣어준다.

4) ΔH₃ 중화열의 측정

400mL 비커에 NaOH(s) 2g을 넣고 증류수 100mL에 녹인후, 안정화되는 온도를 측정해 준다.

보온병에 0.5M HCl 용액 100mL를 넣고, 안정화되는 온도를 측정해 준다.

앞의 용액을 보온병에 넣고 잘 섞어줍니다. 이후, 용액의 온도가 가장 높이 올라갈 때를 기록해 준다.

*주의 사항

NaOH는 수분을 잘 흡수하니(조해성) 질량을 미리 측정하지 않는다.(먼저 녹아 열손실이 있을 수 있음.)

온도를 측정할 때는 열 출입을 차단하기 위해 스티로폼 뚜껑을 잘 덮어 준다.

 

6. 관찰

보온병에 40℃ 물 100mL를 넣고 안정화된 온도는 32.04℃이다. 그리고 60℃ 물 100mL를 넣고 안정화된 온도는 41.17℃이다.

보온병에 0.5M HCl과 증류수를 각각 100mL씩 넣어주고 안정화된 온도는 19.90℃이고 NaOH 1.999g을 넣어주고 가장 높이 올라간 온도는 27.09℃이다.

보온병에 증류수 200mL를 넣고 안정화된 온도는 18.49℃이다. 그리고 NaOH를 2.022g 넣고 안정화된 온도는 24.29℃

증류수 100mL에 NaOH 2.024g을 녹이고 안정화된 온도는 19.98℃이다. 보온병에 0.5M HCl 100mL를 보온병에 넣고 안정화된 온도는 20.51℃이고 NaOH 용액을 보온병에 넣고 가장 높게 측정된 온도는 23.01℃이다.

 

7. 결과

 

1) 보온병의 열용량 측정

초기 온도(℃）: 32.04

나중 온도(℃) : 41.17

온도 차이(℃) - (보온병+40℃ 물): +9.13℃, 60℃ 물: -18.83℃

방출된 열의 양(물이 잃은 열=보온병이 얻은 열): 7871

(보온병의 열용량: 444.1J/℃)

 

2) ΔH₁의 측정

NaOH의 질량(g): 1.999

HCl 용액의 초기 온도(℃): 19.90

중화된 용액의 최고 온도(℃): 27.09

온도 변화량(℃): +7.190

용액이 흡수한 열량(J): 6011

보온병이 흡수한 열량(J): 3193

실험에서 방출된 열량(J): 9204

NaOH 1mol당 반응 엔탈피(ΔH₁, kJ): 184155.0718

 

3) ΔH₂의 측정

NaOH(s)의 질량(g): 2.022

증류수의 초기 온도(℃): 18.49

NaOH 용액의 최고 온도(℃): 24.29

온도 변화량(℃): +5.800

용액이 흡수한 열량(J): 4849

보온병이 흡수한 열량(J): 2576

실험에서 방출된 열량(J): 7425

NaOH 1mol당 용해 엔탈피(ΔH₂, kJ): 146868.9049

 

4) ΔH₃의 측정

초기 온도, HCl과 NaOH 초기 온도의 평균(℃)-HCl: 20.51, NaOH: 19.98, 평균: 20.24

중화된 용액의 최고 온도(℃): 23.01

온도 변화량(℃): +2.765

용액이 흡수한 열량(J): 2312

보온병이 흡수한 열량(J): 1228

실험에서 방출된 열량(J): 3540

NaOH 1mol당 반응 엔탈피(ΔH₃, kJ): 69953.97243

 

5) 헤스 법칙 확인

ΔH₁ = ΔH₂ + ΔH₃

계산결과 ΔH₁=184155.0718 kJ

ΔH₂ + ΔH₃= 216822.8773 kJ 따라서 헤스의 법칙이 성립함을 확인하지 못했다.

차이: 32667.8055 kJ

 

8. 토의

 

1) 오차 원인 분석 및 해결방법

이번 실험에서는 오차를 발생시키는 요인이 많이 존재하였다. 가장 큰 요소는 실험을 진행한 계를 고립계로 가정한 것이다. 이번 실험을 진행하면서 보온병에 더 단열재를 감싸지 않고 스티로폼 뚜껑만을 보온병에 덮어두고 진행하였으며, 온도 탐침을 넣는 구멍이 틈이 남아 열손실이 발생했겠지만 또한 항온조에서 40℃, 60℃로 물을 가열해도 부피를 측정하는 과정 중에 열손실이 발생하였을 것이다. 그리고 수산화 소듐을 미리 측정하지 않고 측정하고 서둘러 실험에 이용했으나 질량을 측정하고 옮기는 과정 중에 공기 중에 노출되는 시간이 있기 때문에 일부 녹아 수산화 소듐의 몰수가 낮게 측정이 되고 수산화 소듐 1mol당 반응 엔탈피가 더욱 크게 측정되었을 것이다. 이러한 요인들이 오차로 이어졌을 것이다.

 

2) 이론이 어느 부분에서 적용되었는가?

실험에서 사용하는 열용량은 제품마다 다양하기에 실험을 통해 얻은 결과 값을 통해 계산해내야만 한다. 그 과정에서 열역학 제 0법칙과 열역학 제 1법칙이 참고되었다. 열역학 제 0법칙에 따라 보온병에 40℃, 60℃ 물을 넣어주고 온도가 안정화 될 때 열평형 상태에 있음을 통해 열평형 상태가 됨을 활용할 수 있었다. 그리고 이 과정 중에 열역학 제 1법칙에 따라 60℃ 물이 잃은 열량이 (40℃ 물이 얻은 열량+보온병이 얻은 열량)과 같다. 따라서 보온병이 얻은 열량을 계산해 이 열량이 열용량*온도변화의 값이므로 40℃ 물과 열평형 상태일 때의 온도와 60℃ 물을 넣어주고 열평형 상태일 때 온도의 차이를 계산해 나누어 줌으로써 보온병의 열용량을 계산할 수 있었다. 그리고 이 값을 이후 실험 진행에서 측정한 온도변화를 보온병의 열용량에 곱해주어 반응열에 해당하는 보온병이 얻은 열량을 계산할 수 있었다.

비록 실험 결과로서 확인할 수는 없었지만 헤스 법칙을 확인하는 과정 중에 반응이 어떠한 경로를 거치든지 간에 엔탈피를 항상 같은 값으로 나타난다는 법칙의 내용을 통해 엔탈피가 상태 함수임을 알 수 있었다.