엔탈피(Enthalpy) 개념

열역학 제 1법칙을 이해하기 위해 엔탈피(enthalpy, H) 개념을 이해할 필요가 있어 이를 소개하고자 한다. 화학물질의 흡열 반응 및 발열 반응 이해에도 필요하다.

 

 

 

엔탈피(Enthalpy) 개념

엔탈피(enthalpy, H) 정의

엔탈피(enthalpy, H) 는 열역학계의 성질로, 계의 내부 에너지에 압력 곱하기 부피를 더한 값으로 정의된다.

H = U + pV

여기서 H는 계의 엔탈피를, U는 계의 내부 에너지를, p는 계의 압력을, V는 계의 부피를 의미한다.

 

위의 엔탈피의 정의는 그 값이 기준을 어떤 점으로 잡느냐에 따라 변하기 때문에 그 자체로 쓰이는 것 보다는 계의 어떤 상태와 다른 상태 간의 엔탈피 차이(ΔH)를 표현하는 방식으로 쓰인다. 어떠한 과정에서 압력의 변화가 0인 경우엔(ΔP=0), 엔탈피의 변화량은 계가 주변과 열교환의 형태로 주고받은 에너지인 열량을 나타낸다.

ΔH = ΔU + PΔV + VΔP = ΔU + PΔV = δQ

따라서 주변의 압력이 일정하게 유지되는 반응의 전후 열량 출입을 나타내는 데에 많이 쓰인다.

 

즉, 등압과정에서는 계가 받은 열량이 계의 엔탈피 변화량과 같게 된다. 따라서 일의 양을 매번 계산하기 번거롭다는 등의 실용적인 이유로 등압과정에서 측정된 엔탈피 변화량(ΔH)이 주로 사용된다.

화학 물질에 대해 엔탈피라는 용어를 사용할 때에는 대부분 표준상태, 즉 1 bar (100 kPa) 부근의 압력과 25 °C (298 K) 부근의 온도를 상정한다.

엔탈피 변화량은 흡열 반응에서 양의 값을, 발열 반응에서는 음의 값을 가진다.

 

 

반응 엔탈피(ΔH)

계의 엔탈피는 직접 측정할 수 없으며, 계의 엔탈피 변화로 대신 측정된다.엔탈피 변화는 다음 방정식으로 정의된다.

반응 엔탈피(ΔH) = 엔탈피 변화량 ≑  E출입량 ≑ Δ E (반응물 & 생성물) ≑  반응열

 

ΔH = Hf - Hi

ΔH는 "엔탈피 변화량"이다.

Hf는 계의 최종 엔탈피이다.

Hi는 계의 초기 엔탈피이다.

ΔH의 구성 = 부호 + 크기
ΔH 부호의 의미
- (+) 부호 : 흡열 반응
- (-) 부호 : 발열 반응

 

엔탈피는 온도와 압력에 따라 달라지므로 온도와 압력을 표시한다. 온도와 압력이 표시되어 있지 않으면 25℃, 1기압 상태이다.

 

 

엔탈피의 변화

엔탈피 변화는 화학 반응을 일으킬 때 열역적 계 또는 주위에서 관찰된 엔탈피의 변화를 설명한다.

화학반응이 완료된 후 엔탈피 값은 달라진다.

이는 생성물과 반응물간의 엔탈피 차이로 나타나는 현상으로, 엔탈피 변화값 (ΔH)은 (생성물의 엔탈피 값의 총합) - (반응물의 엔탈피 값의 총합)으로 나타 낼 수 있다.

일반적인 엔탈피 변화의 예로서는 표준 생성엔탈피가 있다. 이러한 엔탈피의 측정은 표준화된 환경 또는 표준 조건에서 측정하는 것이 매우 일반적이다.

표준 조건 (Standard conditions)으로는

• 온도조건: 25℃의 온도 (298K)
• 압력조건 : 1기압 (1 atm or 101.325 kPa)
• 농도조건 : 용액 또는 화합물이 용액에 존재할 때에는 1.0M의 몰 농도
• 일반적인 물리적 상태의 요소 또는 화합물(즉, 표준 상태)이 있다.

 

 

엔탈피의 종류

1. 연소열(연소 엔탈피)

- 물질 1몰이 완전 연소하여 가장 안정한 생성물이 될 때 방출하는 열량

- 보통 연소 엔탈피(ΔH)는 음수이다.

 

2. 생성열(생성 엔탈피)

- 물질 1몰이 가장 안정한 원소로부터 생성될 때 방출하거나 흡수하는 열량

- 생성열 ≑ 생성반응식의 E 차이

● 홑원소 물질 생성열 =0 

-> 예외 : O3, 다이아몬드(C)의 생성열 ≠ 0

● 생성열 = 연소열인 반응 

-> C(흑연) + O2 -> CO2  ΔH=C(흑연) 연소열 = CO2 생성열

-> H2+1/2O2⟶H2O  ΔH=H2 연소열 = H2O 생성열

● 25 ℃, 1기압에서의 생성열 = 표준 생성열 ≑ 생성열

 

3. 분해열(분해 엔탈피)

- 물질 1몰이 가장 안정한 원소로 분해될 때 방출하거나 흡수하는 열량

- 분해열 = - 생성열

 

4. 중화열(중화 엔탈피)

- 산과 염기가 중화되어 H2O 1몰이 생성될 때 방출하는 열량

- 산과 염기의 종류에 관계없이 일정 (ΔH=-56.2 kJ/mol)

 

5. 용해열(용해 엔탈피)

- 물질 1몰이 다량의 물에 용해될 때 방출하거나 흡수하는 열량

 

 

헤스(Hess)의 법칙

헤스의 법칙은 화학 반응(즉, 일정한 압력에서의 반응열)에서 엔탈피의 변화는 초기 상태와 최종 상태 사이의 경로와 무관하다는 것이다.

다른 말로 하면 화학적 변화가 여러 경로로 발생하면 화학적 변화가 일어나는 경로에 관계없이(초기 조건과 최종 조건이 동일하다면) 전체 엔탈피 변화는 동일하다는 것이다.

헤스의 법칙은 반응을 직접 측정할 수 없는 경우에도 엔탈피 변화(ΔH)가 계산될 수 있도록 한다. 이것은 생성 엔탈피에 대해 이전에 결정된 값을 사용하여 화학 반응식을 기반으로 기본 대수 연산을 수행함으로써 수행된다. 화학 방정식을 추가하면 알짜 또는 전체 방정식이 된다. 엔탈피 변화가 각 방정식에 대해 알려진다면 그 결과는 방정식에 대한 엔탈피 변화가 될 것이다.

순 엔탈피 변화가 음의 값(ΔHnet <0)이면, 반응은 발열 반응이며 자발적일 가능성이 높다. 양의 ΔH 값은 흡열 반응에 해당한다.

 

Reference : https://ko.wikipedia.org/wiki/엔탈피