산-염기 중화열 측정 실험에서, 이론적 Δt 값 계산

산-염기 중화열 측정 실험에서, 이론적 Δt 값 계산

 

 

0.5 M HCl 용액 25 mL + 0.5 M NaOH 용액 25 mL

반응시켰을 때, 이론적 Δt 값 계산

 

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▶ HCl 1 mol당 중화열 문헌값(이론값) = -55.9 kJ/mol = -55900 J/mol
( 또는 –55.8 kJ/mol https://en.wikipedia.org/wiki/Enthalpy_of_neutralization )

[ 55900 J × (1 cal / 4.184 J) = 13360.42 cal ]

 

 

0.5 M HCl 용액 25 mL에 들어있는 HCl의 몰수

= (0.5 mol/L) × 0.025 L = 0.0125 mol

 

 

HCl 0.0125 mol이 중화될 때 발생하는 열량

= (55900 J/mol) × 0.0125 mol = 698.75 J

 

 

용액의 밀도 ≒ 물의 밀도 = 1 g/mL 라 가정하면,
혼합 용액 50 mL ≒ 50 g

 

 

열량 계산식으로 Δt를 계산하면,

q = C • m • Δt

( 식 설명 https://ywpop.tistory.com/2897 )

 

698.75 J = (4.18 J/g•℃) × (50 g) × Δt

Δt = 698.75 / (4.18 × 50) = 3.34 ℃

 

 

예를 들어,

혼합 전, 각 용액의 온도가 15 ℃라면,

혼합 후, 혼합 용액의 최종 온도는, 이론적으로,

15 + 3.34 = 18.34 ℃

 

 

 

[참고] 반응(혼합) 전, 산 수용액의 온도와 염기 수용액의 온도는 서로 같아야 된다.

만약 두 용액의 온도가 다르면, 같아질 때까지 기다린 후, 혼합시켜야 된다.

즉, 두 용액의 온도가 서로 같은 조건(상태)에서 반응시켜야 된다.

 

 

[키워드] 커피컵 열량계 기준문서, 중화엔탈피 기준문서, 산-염기 몰당 중화열 기준문서, 물의 생성열 기준문서

 

 

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만약 HCl의 몰농도 ≒ 0.45 M 이라면,

(0.45 mol/L) × 0.025 L = 0.01125 mol

(55900 J/mol) × 0.01125 mol = 628.875 J

Δt = 628.875 / (4.18 × 50) = 3.01 ℃