참고: 표준 생성 엔탈피 (kJ/mol, 298 K)
| 화합물 | ΔH°f | 화합물 | ΔH°f | 화합물 | ΔH°f |
|---|
| H₂O(l) | -285.8 | CO₂(g) | -393.5 | CH₄(g) | -74.8 |
| H₂O(g) | -241.8 | CO(g) | -110.5 | C₂H₆(g) | -84.7 |
| NH₃(g) | -45.9 | NO(g) | +90.3 | C₂H₄(g) | +52.3 |
| HCl(g) | -92.3 | NO₂(g) | +33.2 | C₂H₂(g) | +226.7 |
| NaCl(s) | -411.2 | SO₂(g) | -296.8 | C₆H₆(l) | +49.0 |
| CaO(s) | -635.1 | SO₃(g) | -395.7 | CH₃OH(l) | -238.7 |
| CaCO₃(s) | -1206.9 | H₂SO₄(l) | -814.0 | C₂H₅OH(l) | -277.7 |
결합 에너지 (kJ/mol): H-H 436, C-H 413, C-C 348, C=C 614, C≡C 839, O-H 463, C-O 358, C=O 799, Cl-Cl 243, H-Cl 431, N≡N 941, O=O 498, N-H 391.
열화학이란?
열화학은 화학 반응의 에너지 장부입니다. 에너지가 어디로 가는지, 얼마나, 어떤 일정으로. 핵심 화폐는 열(q, 줄)이며, 열량계 안에서 반응을 진행시키고 알려진 질량의 물의 온도 변화를 지켜 측정합니다. 대법칙은 제1법칙입니다 — 에너지는 보존되며 만들어지거나 파괴되지 않고 화학 결합과 주위 사이를 옮겨갈 뿐입니다 — 이 페이지의 모든 것(비열, 헤스 법칙, 생성 엔탈피, 기브스 자유에너지)은 다른 모자를 쓴 그 하나의 법칙입니다.
기억할 유일한 규칙: 엔탈피는 상태 함수입니다 — 시작과 끝 상태에만 의존하고 그 사이의 경로에는 의존하지 않습니다. 그 한 속성이 헤스 법칙을 성립하게 만들고 아래의 전체 참고 표를 쓸 수 있게 합니다.
열 대 온도
온도는 분자들의 평균 출렁임을 재고, 열은 그 출렁임이 변할 때 이동한 총 에너지입니다. 비열 패널은 q = mcΔT로 둘 사이를 변환합니다. 샘플은 물 100g(c = 4.184 J/g·°C)을 20 °C에서 80 °C로 데우며 q = 100 × 4.184 × 60 = 25104 J = 25.104 kJ를 흡열로 요구합니다. 물의 비정상적으로 큰 c가 냉각수의 첫 선택이자 기후의 플라이휠인 이유입니다. 금속 냄비의 온도를 크게 흔들 같은 줄이 주전자는 간신히 움직입니다. 물의 왕 비열은 수소 결합이 일하는 결과입니다. 모든 줄은 분자가 빨라지기 전에 그 네트워크를 일부 풀어야 합니다.
결합을 끊는 데 돈이 들고, 만들면 돈이 돌아온다
반응의 엔탈피 변화는 단순히 장부상의 차이입니다. ΔH ≈ ΣBE(끊어짐) − ΣBE(생성됨). H–H(436)와 Cl–Cl(243) 결합을 끊는 데 679 kJ/mol이 들고, H–Cl 결합 두 개(각 431)를 만들면 862 kJ/mol을 돌려받습니다. 결합 에너지 패널의 샘플은 −183 kJ/mol, 발열 — H2 + Cl2 → 2HCl이 열을 내는 것은 생성물이 반응물보다 원자를 더 단단히 붙잡기 때문입니다. 부호 관례는 보편적입니다. 음의 ΔH는 계가 열을 내보냄(발열, 연소처럼), 양의 ΔH는 흡수함(흡열, 얼음이 녹는 것처럼).
헤스 법칙과 생성 엔탈피
엔탈피가 상태 함수이므로, 어떤 반응이든 편리한 알려진 단계의 계단으로 조립해 엔탈피를 더할 수 있습니다 — 합은 경로에 무관합니다. 그 장부는 표준 생성 엔탈피 ΔH°f로 표준화됩니다. 표준 상태의 원소들로부터 화합물 1몰을 만드는 엔탈피이며, 정의상 모든 원소 자신의 값은 0입니다. 생성 패널의 샘플이 원형입니다. C(s) + O2(g) → CO2(g)는 왼쪽이 (0 + 0), 오른쪽이 −393.5이므로 ΔH°rxn = −393.50 kJ/mol입니다 — 위의 참고 표가 바로 이런 합을 위해 채워져 있습니다. 생성물 빼기 반응물, 각각 계량화학 계수를 곱한.
엔트로피: 배치 세기
엔트로피(S)는 한 상태가 가진 미시적 배치 수를 셉니다 — 기체가 액체를, 액체가 결정을 이기고, 혼합물이 순수 물질을 이깁니다. 제2법칙은 어떤 자발 과정에서든 우주의 엔트로피가 증가할 것을 요구하며, 이는 깔끔하게 갈라집니다. ΔSuniv = ΔSsys + ΔSsurr, 여기서 주위의 몫은 ΔSsurr = −ΔH/T입니다 — 발열 반응은 열을 주위로 흩뿌려 주위 엔트로피를 올립니다. 엔트로피 패널의 샘플: 298K에서 발열 −100 kJ/mol은 주위에 +335.570 J/mol·K를 쏟습니다. ΔSsys = 150이면 우주는 485.570 J/mol·K를 얻고 과정은 자발적입니다.
기브스 자유에너지: 판결
J. Willard Gibbs는 두 장부를 하나의 숫자로 접었습니다. ΔG = ΔH − TΔS. 기브스 패널의 샘플은 유리하지만 어수선한 반응 — ΔH = −100 kJ/mol, ΔS = −50 J/mol·K, 298K — 을 돌려 ΔG = −100 − 298(−0.05) = −85.10 kJ/mol, 자발적을 돌려줍니다. 네 부호 조합은 암기할 가치가 있습니다. 발열 + 엔트로피 증가는 언제나 자발적, 흡열 + 엔트로피 감소는 결코 자발적이 아니며, 섞인 두 사례는 온도에 달려 있습니다 — 정확히 얼음이 273K 위에서만 녹는 이유입니다(TΔS가 ΔH를 앞지름). 평형에서 ΔG = 0이고, 표준 자유에너지는 ΔG° = −RT ln K로 평형 상수와 연결됩니다.
흔한 오해
- 발열이면 자발적이다. 아닙니다. 엔트로피 장부도 맞아야 합니다. 많은 염의 용해는 흡열이면서도 자발적인데, 무질서 증가가 청구서를 냅니다.
- 열과 온도는 같은 것이다. 30 °C의 욕조가 90 °C의 찻잔보다 훨씬 많은 열을 담습니다. q = mcΔT에 따르면 질량과 열용량도 표결권을 가집니다.
- 결합을 만들려면 에너지가 필요하다. 반대입니다. 결합 형성은 언제나 에너지를 방출합니다 — 그 방출 에너지가 정확히 발열 반응이 현금으로 바꾸는 것입니다.
- 결합 에너지가 ΔH를 정확히 예측한다. 많은 분자에 걸친 평균입니다. 패널 공식의 ≈ 기호가 정직합니다. 정확한 도구는 생성 엔탈피입니다.
관련 도구: 화학 평형(ΔG°가 K를 만나는 곳), 기체 법칙(열이 PΔV 일과 주고받는 것), 반응 속도론(자발적이라고 빠른 것은 아님).
