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전기분해와 도금 실험 결과보고서

실험 7. 전기 분해와 도금 결과 Report1. 요약(abstract)이번 실험은 전기에너지를 이용하여 일어나는 화학 반응 중 전기 분해와 도금에 대해 실험하고자 하였다. 도금은 전기 분해의 원리를 이용해 한 금속을 다른 금속 위에 입히는 과정으로 양극에서는 산화반응이, 음극에서는 환원 반응이 일어난다. 이번 실험에서 구리판과 구리로 된 동전을 사용했고, 이 두 개의 구리에 전원을 연결했을 때 양극에 연결된 구리판은 산화반응 즉, 전기 분해가 일어나고 음극에 연결된 동전은 환원반응 즉, 도금이 일어났다. 반응에 수반된 총 전하량을 구하기 위해서는 패러데이의 전기 분해 법칙을 적용하였다. 이는 전기 분해를 하는 동안 전극에 흐르는 전하량과 전기 분해로 인해 생긴 화학변화의 양 사이의 정량적 관계를 나타내는 것으로 제1 법칙과 제2 법칙에 따르면 전하량은 전류의 세기와 시간의 곱으로 나타낼 수 있다. 이 전하량을 패러데이 상수로 나누면 전자의 몰 수를 얻을 수 있고 전자와 구리의 반응 계수 비를 고려하여 구리의 몰 수를 얻고 그 값에 구리의 분자량을 곱하면 이론적으로 얻어지는 석출 구리의 질량을 구할 수 있다. 이것을 실험을 통해 얻은 석출 구리의 질량과 비교하여 수득률을 구하였고 이번 실험에서 99%의 수득률을 얻었다.2. 결과값• 도금 전 후의 동전 무게의 변화반응 전 동전의 무게 (g)3.578g도금된 동전의 무게 (g)3.650g동전 무게 변화량 (g)0.072g실험적 구리 석출량= 도금된 동전의 무게-반응 전 동전의 무게=0.072g• 측정 전류 값시간(min)전류(mA)시간(min)전류(mA)0198.212181.22186.914180.44184.916179.56183.618187.78182.420186.810181.4평균값184.8평균 전류 값: (198.2+186.9+184.9+183.6+182.4+181.4+181.2+180.4+179.5+187.7+186.8)/11=184.83. 결과 처리• 이론적 석출량- 총 전하량: 패러데이 법칙에 의해 전하량=전류의 세기시간- 전자의 몰수: 전하량/패러데이 상수(∵패러데이 상수는 전자 하나의 전하량아보가드로 수)- 석출된 구리의 몰수: 구리 1몰 석출 시 2몰의 전자가 관여(산화 전극 (양극): Cu(s)→Cu2+(aq)+2e-, 환원 전극 (음극): Cu2+(aq)+2e- → Cu(s))-구리의 원자량: 63.55g/mol-이론적 석출 구리의 질량: 구리의 몰 수구리 몰질량=• 수득률-실험값/이론값100= 0.072/0.073100= 99%• 오차율-│이론값-실험값│/이론값100= 1.4%4. 결과 분석 및 고찰• 위 실험에서는 전해 전지로부터 구리를 석출하여 실험적으로 구리 석출 질량을 얻었다. 그리고 패러데이 전기 분해 법칙에 의해 평균 전류량과 시간을 곱해 전하량을 구하고 이를 패러데이 상수로 나눠 전자의 몰 수를 구했고, 전자 2몰이 관여할 때 구리 1몰이 반응하므로 전자의 몰 수를 2로 나눠 구리의 몰 수를 구하고 이에 구리의 분자량을 곱해 이론적인 구리 석출 질량을 구했다. 실험값을 이론값으로 나눠 수득률을 구했을 때 99%가 나왔고 오차율은 1.4%였다. 이를 통해 실험이 큰 오차 없이 거의 정확하고 이론과 비슷하게 이루어졌던 것을 확인하였다. (오차의 원인으로는 동전을 말릴 때 물기가 완전히 제거되지 않아 동전 무게가 실제보다 크게 측정되었을 가능성, 실험이 종료된 후 바로 구리를 꺼내지 않아 구리가 조금 더 석출되었을 가능성 등이 있을 수 있지만 수득률이 99%이고 오차가 크지 않으므로 오차 원인을 더 분석하지 않겠다.)• 전류의 측정값을 살펴보았을 때, 초반에는 전류가 감소하다가 어느 순간 갑자기 증가하였다. (17분 부근) 이는 전기를 이용한 도금 실험에서 구리판과 동전 간의 거리에 전류가 영향을 받기 때문인 것으로 보인다. 시간이 지나며 구리가 점점 석출될수록 동전의 표면적이 상대적으로 넓어지므로 구리판에 더 가까워지기 때문에 전류가 증가한 것이라고 생각된다.• 수득률이란 화학적 과정에 있어서 원료 물질의 어떤 양에서 목적으로 하는 물질이 이론적으로 생성해야 하는 양에 대해 실제로 생성한 양의 비율이다. 일반적으로 수득률이 100%가 되기는 굉장히 힘든데, 이는 부반응이 있어서 목적으로 하는 물질 이외의 것으로 전화하거나, 반응 시간이 부족해서 (촉매 존재 시에는 접촉 시간) 반응을 다 못한 물질이 평형 값 이상으로 남거나 장치에 누설이 있는 등의 이유 때문이다.• 전류계의 작동원리를 알아보자. 전류계는 자기장 속에서 회전할 수 있도록 원통형의 철심에 감아 놓은 코일에 전류가 흐르면 코일은 전류의 세기에 비례하는 힘을 받아 회전한다. 이 때 회전축에 달아 놓은 용수철의 탄성력과 코일이 자기장으로부터 받는 힘이 같아질 때 정지하게 된다. 이와 같이 코일의 회전각은 전류 세기에 비례하므로 코일에 연결된 바늘로 전류의 세기를 알 수 있는 것이다. 전압계도 비슷한 원리지만 가동 코일에 큰 저항이 직렬로 연결되어 있어 전류 변화를 최소화하는 것이 차이점이다.5. 토의• 화학 전지와 전기 분해에 대해 반응의 자발성을 논해보자. 갈바니 전지는 자발적인 산화-환원 반응을 이용하여 일을 하는데 사용할 수 있는 일로 쓸 수 있는 전류를 생산한다. 산화제와 환원제를 분리시켜 놓고 전선을 통하여 전자가 흐르게 함으로써 화학에너지를 전기에너지로 바꾼다. 따라서 반응은 항상 양의 전지 전위 값을 만드는 방향으로 자발적으로 작동한다. 한편, 전기분해는 화학변화를 일으키기 위해 외부로부터 전기 에너지를 공급받아 사용하는데, 전지를 통하여 전류가 흐르게 함으로써 전지전위가 음인 화학 반응이 일어나도록 한다. 따라서 전기적인 일을 써서 비자발적인 화학반응이 일어나도록 하는 것이다.• 이번 실험에서는 전기 분해 중 금속 도금에 대한 실험을 했다. 금속 도금은 얇은 은의 막을 얻는 등의 목적으로 적용되고 있다. 그렇다면 도금 외에 전기 분해의 예시에 대해 알아보도록 하자. 우선 금속의 전해 정제가 있다. 금속을 정제하는 것은 전기 분해를 응용하는 또 다른 분야이다. 구리 광석을 환원시켜 얻은 불순한 구리를 가지고 큰 조각의 구리 주물을 만들어 전기분해 전지의 산화전극으로 사용하고, 황산구리 수용액을 전해질로 쓰고, 아주 순수한 구리로 만들어진 얇은 판을 환원전극으로 사용하면 순수한 구리를 얻을 수 있다. 이 때, 불순한 산화전극에서 철이나 아연과 같은 금속도 산화된다. Cu2+이온은 용액으로부터 환원전극에 석출되어 순도 99.95%인 구리가 생산된다. 다음으로 염화 소듐의 전기 분해가 있다. 금속 소듐은 융용된 염화 소듐을 전기 분해하여 생산한다. 염화 소듐 수용액의 전기분해에서 산화 전극에서는 염소 기체가 발생하며 환원 전극에서는 수소가 발생하고 용액에는 수산화소듐과 염화소듐이 녹아 남게 된다. 잘 알고 있는 물의 전기 분해도 전기 분해의 일종이다.6. 참고문헌고려대학교 교양화학실 pdfZumdahl Chemistry, 9/ed., Science plus., 2014, p.889~893‘수득률’, , 세화, 2001https://terms.naver.com/entry.nhn?docId=1139503&cid=40942&categoryId=32374

자연과학| 2022.01.13| 3페이지| 2,500원| 조회(334)

화학실험, 실험보고서, 대학화학, 고려대화학실험

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화학전지와 전기화학적 서열 실험 결과 보고서

화학전지와 전기화학적 서열 결과 Report 1. 요약(abstract) 이번 실험은 이종 금속의 이온화 경향을 비교하여 각각의 전기화학적 서열을 확인하고 산화 환원 반응을 이용하여 전기 에너지를 얻는 화학전지의 원리를 이해하고 표준 환원 전위를 확인하는 것이었다. 또한 농도 차에 의해 생기는 기전력을 관찰하고 Nernst식에 의해 유도된 값과 비교하고자 하였다. 금속의 이온화 경향은 산화가 잘될수록 크다고 말한다. 이온화 경향이 큰 금속은 이온화 경향이 작은 금속에 전자를 주고 자신은 산화되며 이온화 경향이 작은 금속 이온을 금속으로 환원한다. 산화-환원 반응에서 이동하는 전자를 금속선을 통해 흐르는 전류로 만들기 위해서 산화 반응과 환원 반응을 서로 분리한 반쪽전지를 금속선으로 연결한 것을 화학 전지라고 하며, 어떤 전극의 표준환원전위는 표준 수소전극 전위 ℰ°를 0.00v로 정의하고 이 전극과 수소 전극을 연결한 전지에서 얻은 전위차를 25℃에서 측정한 값이다. 실험에는 Pb, Zn, Cu 금속과 각 금속의 질산염 용액을 사용하였다. 우선 전기화학적 서열은 Pb, Zn, Cu 금속을 각각 1.00M의 다른 질산염 용액에 넣고(ex. Pb는 Cu(NO3)2, Zn(NO3)2에 넣고 Zn, Cu도 이와 같이 다른 금속의 질산염 용액에 넣는다) 각각의 용액에 대해 금속 표면에서 일어나는 반응이 있는지 살피고 산화력 세기를 비교한다. 이 결과, 이론과 같이 Zn>Pb>Cu순으로 이온화 경향이 크게 나왔다. 두 번째로 화학전지는 아연, 구리, 납 금속판을 각 금속의 1.00M 질산염 용액에 넣고 염다리로 연결한 후 이온화 경향이 더 큰 금속판을 산화 전지에, 작은 금속판을 환원 전지에 연결해 전위차를 측정했다. 그리고 농도차에 의해 생기는 기전력을 확인하기 위해 0.100M Cu(NO3)2용액과 1.00M Zn(NO3)2용액으로 화학전지를 만들어 전위차를 측정했다. 두 번째 실험을 통해 얻은 전위차를 Nernst 식에 대입해 농도 차 전지의 전위차를 예측했을 때 0.90v였고, 실제 실험 값은 0.86v로 오차율은 4.4%였다. 2. 실험 결과 [실험 1. 전기화학적 서열(이온화 경향)] 1.00M Zn(NO3)2 1.00M Cu(NO3)2 1.00M Pb(NO3)2 Zn 조각 - 반응 O(Cu 석출) 반응 O(Pb 석출) Cu 조각 반응 X - 반응 X Pb 조각 반응 X 반응 O(Cu 석출) - -이온화 경향: Zn>Pb>Cu -산화력 세기: Cu2+>Pb2+>Zn2+ [실험 2. 화학 전지] (온도: 24℃) (ℰ°전지= ℰ°환원전극-ℰ°산화전극) 반쪽 반응 ℰ°(v) (이론값) ℰ°(v) (실험값) (산화) Zn2++2e-→Zn (-0.76) (환원) Pb2++2e-→Pb (-0.13) 0.63v 0.39v (산화) Zn2++2e-→Zn (-0.76) (환원) Cu2++2e-→Cu (0.34) 1.10v 0.93v (산화) Pb2++2e-→Pb (-0.13) (환원) Cu2++2e-→Cu (0.34) 0.47v 0.51v [실험 3. 농도차 전지] (Zn (1.00M)-Cu (1.00M) 이론값 실험값 비교) (온도: 24℃) ℰ°(v) (이론값) ℰ°(v) (실험 예상값) ℰ°(v) (실험 관찰값) 1.07v 0.90v 0.86v 3. 결과 처리 [실험 1. 전기화학적 서열(이온화 경향)] -실험 결과, Zn(NO3)2 용액에서는 Pb, Cu 모두 반응을 보이지 않았고, Pb(NO3)2 용액에서는 Zn 금속의 표면에서만 Pb로 추정되는 금속이 석출되었으며 Cu는 반응을 보이지 않았고, Cu(NO3)2 용액에서는 Zn과 Pb 금속의 표면에 Cu로 추정되는 금속이 석출되었다. 이온화 경향이 큰 금속은 산화되며 이온이 되고, 이온화 경향이 작은 금속은 환원되며 금속으로 석출되므로 실험 결과를 통해 세 금속의 이온화 경향을 비교해보면 Zn>Pb>Cu임을 알 수 있다. [실험 2. 화학 전지] (ℰ°전지= ℰ°환원전극-ℰ°산화전극) i. Zn-Pb 반응 산화 반쪽 반응: Zn2++2e-→Zn ℰ°산화전극= -0.76v 환원 반쪽 반응: Pb2++2e-→Pb ℰ°환원전극= -0.13v 전체 반응: Zn+Pb2+→Zn2++Pb ℰ°전지= -0.13-(-0.76)=0.63v : 0.39v 오차율: (0.63-0.39)/0,63 ×100= 38% ii. Zn-Cu 반응 산화 반쪽 반응: Zn2++2e-→Zn ℰ°산화전극= -0.76v 환원 반쪽 반응: Cu2++2e-→Cu ℰ°환원전극= 0.34v 전체 반응: Zn+Cu2+→Zn2++Cu ℰ°전지= 0.34-(-0.76)=1.10v : 0.93 오차율: (1.10-0.93)/1.10 ×100= 15% iii. Pb-Cu 반응 산화 반쪽 반응: Pb2++2e-→Pb ℰ°산화전극= -0.13v 환원 반쪽 반응: Cu2++2e-→Cu ℰ°환원전극= 0.34v 전체 반응: Pb+Cu2+→Pb2++Cu ℰ°전지= 0.34-(-0.13)=0.47v : 0.51 오차율: (0.51-0.47)/0.47 ×100= 8.5% [실험 3. 농도차 전지] (Zn (1.00M)-Cu (0.100M) 이론값 실험값 비교) Nernst식: ℰ=ℰ°− log

자연과학| 2022.01.13| 4페이지| 2,500원| 조회(205)

화학실험, 실험보고서, 대학화학, 고려대화학실험

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용해도곱상수 결정 실험 결과보고서

실험 4. 용해도곱 상수의 결정 결과 Report1. 요약 (abstract)이번 실험은 Ca(OH)2 용해반응의 용해도곱 상수를 구하고 공통이온 효과를 확인하는 것이다. 과량의 수산화칼륨을 물에 넣어 포화용액을 만들면 용액에서 다음과 같은 평형이 된다. Ca(OH)2(s)⇔Ca2+(aq)+2OH-(aq) 이 반응의 평형상수가 용해도곱 상수인 [Ca2=][OH-]이 된다. 만약 Ca(OH)2 포화용액에 OH-가 더 있게 된다면 르샤틀리에 원리에 의해 평형이 왼쪽으로 이동하면서 Ca2+의 농도가 감소하고 용해도곱 상수는 온도에 의존하므로 일정 값을 유지한다. 이러한 효과를 공통이온 효과라 한다. 실험 방법은 Ca(OH)2를 증류수, 0.025M NaOH, 0.050M NaOH, 0.100M NaOH에 각각 충분히 넣어 포화시켜 [OH-]를 증가시킨다. 포화된 용액을 여과한 용액의 온도를 기록하고 BTB 용액을 넣은 후 HCl을 이용하여 적정하여 종말점을 확인 후 사용된 HCl 부피를 기록한다. 이 값을 MV=M`V`공식에 대입하여 용액속의 total [OH-]를 구하였다. 이때 구한 total [OH-]에서 처음 Ca(OH)2가 녹기 전 NaOH에서 나온 [OH-]를 빼서 Ca(OH)2가 녹아서 생긴 [OH-]를 구하였다. Ca(OH)2가 녹아서 생긴 [Ca2+]는 [OH-]의 절반이므로 앞서 구한 수산화 이온의 농도를 이용하여 칼슘 이온의 농도를 구하고 최종적으로 [Ca2+]와 [OH-]total을 사용하여 용해도곱 상수를 Ksp=[Ca2+][OH-]2total을 이용해 구하였다. 평균 실험값으로 구해진 용해도곱 상수는 1.33×10-5였다. 또한 4가지 용액의 실험 모두 오차율이 큰 실험이었다.2. 결과값증류수0.0250M NaOH0.0500M NaOH0.100M NaOH온도 (℃)25.025.025.025.00.100M HCl 부피 (ml)8.811.314.424.9용액 중 OH-의 총 농도 (M, [OH-]tot)0.0352M0.0452M0.0576M0.도(M, [OH-]0)1.0 10-70.02500.05000.100Ca(OH)2가 녹아 생긴 OH-의 농도(M, [OH-]add)0.0352M0.0202M0.0076M-0.004Ca2+의 농도(M)0.01760.01010.0038-0.0002Ksp=[Ca2+][OH-]tot22.18×10-52.06×10-51.26×10-5-1.98×10-6Ksp 이론값 (25℃): 5.02 ×10-63. 결과 처리i) 용액 중 OH-의 총 농도 계산nMV=n`M`V`에서 OH-:H+는 1:1로 반응하므로 n은 같다. 따라서 MV=M`V`(HCl은 표준용액: 0.1000M, 사용한 각 NaOH 용액의 부피는 25ml)-증류수:-0.0250 M NaOH:-0.0500 M NaOH:-0.1000 M NaOH:ii) Ca(OH)2가 녹아 생긴 OH-의 농도([OH-]add)=전체 용액 속의 [OH-]total-NaOH에서 나온 [OH-]0-증류수: 0.0352-1.0×10-7≒0.0352-0.0250 M NaOH: 0.0452-0.0250= 0.0202-0.0500 M NaOH: 0.0576-0.0500= 0.0076-0.1000 M NaOH: 0.0996-0.1000= -0.0004iii) Ca2+의 농도=1/2×{Ca(OH)2에서 나온 [OH-]}∵Ca(OH)2가 녹을 때 Ca2+: OH-=1:2로 생성됨-증류수: 0.0352/2=0.0176-0.0250 M NaOH: 0.0202/2= 0.0101-0.0500 M NaOH: 0.007)6/2= 0.0038-0.1000 M NaOH: -0.0004/2= -0.0002iv) 용해도곱 상수 KspKsp==[Ca2+][OH-]2total-증류수: 0.0176×(0.0352)2=2.18×10-5-0.0250 M NaOH: 0.0101×(0.0452)2=2.06×10-5-0.0500 M NaOH: 0.0038×(0.0576)2=1.26×10-5-0.1000 M NaOH: -0.0002×(0.0996)2=-1.98×10-6v) 오차율(%)=/이론값│ × 100 (이론값: 25℃에서 5.02 ×10-6 )-증류수: │(5.02 ×10-6 -2.18×10-5)/5.02 ×10-6 │× 100=334%-0.0250M NaOH: │(5.02 ×10-6 -2.06×10-5)/5.02 ×10-6 │× 100=310%-0.0500M NaOH: │(5.02 ×10-6 -1.26×10-5)/5.02 ×10-6 │× 100=151%-0.1000M NaOH: │(5.02 ×10-6 –(-1.98×10-6))/5.02 ×10-6 │× 100=139%4. 결과 분석 및 고찰실험을 통해 Ca(OH)2(s)⇔Ca2+(aq)+2OH-(aq) 반응에 NaOH, 즉 OH-를 여러 농도로 넣어두고 그에 따른 용해도곱 상수의 변화를 살펴보고 이를 통해 공통 이온 효과에 대해 알아보았다. 용해도곱 상수는 온도에 의존하며 4가지 용액의 온도는 모두 25도였기에 Ksp는 같아야 하지만 실험 결과 다 다른 것으로 측정되었다. Ksp의 평균을 계산하면 {2.18×10-5+2.06×10-5+1.26×10-5+(-1.98×10-6)}/4= 1.33×10-5이다. 25도에서 Ksp의 이론 값은 5.02 ×10-6이므로 이론값과 평균 실험값 사이 오차를 계산해보면 {(1.33×10-5-5.02 ×10-6)/5.02 ×10-6} × 100=165%의 오차가 얻어진다.공통 이온효과에 의해 용액에 존재하던 OH-의 양에 따라 평형 위치가 달라진다. 원래 존재하던 수산화이온의 양이 많으면 수산화칼슘의 용해도가 감소함을 이론을 통해 알고 있었는데, 이것을 위 실험결과에서 확인할 수 있다. 증류수에서 오른쪽으로 갈수록 초기 OH-농도가 많아지는데, 용해된 칼슘이온의 농도를 보면 증류수에서 오른쪽으로 갈수록 농도가 감소한다. (0.0100M NaOH용액을 넣은 실험은 농도와 용해도곱 상수가 음수로 나온 잘못된 실험이므로 고려하지 않고 생각한다.)즉, 초기의 수산화이온 농도와 용해되는 칼슘이온의 농도는 반비례하는 것을 알 수 있다.위 실험 오차율을 통해 굉장히임을 알 수 있다. 심지어 0.0100M HCl 표준용액을 이용해 적정했으므로 0.0100M NaOH용액을 넣은 실험은 적정에 사용된 부피가 적어도 25.0ml를 넘어야 하는데 24.9ml가 측정되어 양수여야 하는 농도와 용해도곱 상수가 음수의 값이 얻어지는 잘못된 결과가 나왔다. 이러한 오차가 발생한 원인으로는 무엇이 있을지 알아보자.- 0.1M HCl 표준용액이 만들고 난 후 시간이 지나 농도가 변하여 오차가 발생했다.개선 방안: 사용 직전 농도가 정확한 표준 용액을 사용한다.-유리기구가 깨끗이 세척되지 않아 남아있는 수산화칼슘으로 인해 용액 농도가 달라진다.개선 방안: 유리기구를 깨끗이 중화 시켜 세척한다.-용액들이 완전히 수산화칼슘으로 포화되지 않았을 수 있다.개선 방안: 여과 용액이 투명하도록 용액들을 수산화칼슘으로 충분히 포화시킨다.-당량점 측정 시 시간차가 발생하여 정확히 HCl 부피를 측정하기 어렵다.개선 방안: 당량점 근처에서 뷰렛의 마개를 미세하게 열어 방울이 조금씩 떨어지도록 주의한다.-유리기구의 눈금을 읽을 때 오차가 발생하였다.(0.0100M NaOH 용액에서 오차가 일어난 이유로 가장 적합하다고 생각한다)개선 방안: 메니스커스를 정확히 맞추고 정밀하게 눈금을 읽는다.지시약의 선택: pH가 급변하는 구간에 지시약의 변색범위가 포함되어야 지시약으로 사용 가능하다. 따라서 지시약마다의 변색범위를 확인하여 적절한 지시약을 사용하여야 한다. 이번 실험에서는 강산과 강염기의 적정이어서 pH가 변하는 범위가 넓어 다양한 지시약을 사용할 수 있었을 것이다.용해도곱 상수는 침전 적정에 주로 사용되는데, 침전 적정이란 침전의 발생과 소멸을 이용하는 적정이지만 발생을 이용하는 경우가 대부분이다. 정량해야 할 이온과 화학량론적으로 반응하여 난용성 침전을 생성하는 물질을 적정제로 하여 그 표준용액을 사용하여 적정하는 것이다.5. 토의i) 수산화칼슘으로 포화시키고 거른 용액의 온도를 재는 이유는 무엇인가? 이 때 거른 용액의 온도가 용해도곱 상수에 어떤 영향을오.용해도곱 상수는 평형상수의 일종이며 따라서 온도에 의존한다. 따라서 온도에 따라 용해도곱 상수가 달라지므로 포화 용액의 온도를 측정하는 것이다. 수산화칼슘이 용해될 때 열을 방출하는 발열 반응이므로 온도가 증가하면 반응지수가 평형상수보다 작아져 용해도가 감소하고 즉 용해도곱 상수가 작아진다.ii) 수산화칼슘 용해반응의 반응엔탈피 ∆Hfo는 -987kJ/mol이며 수산화칼슘의 용해도는 0, 20, 100도에서 각각 1.89, 1.73, 0.66g/L이다. 온도에 따른 수산화칼슘의 용해도 차이를 르샤틀리에 원리를 이용하여 설명하고 반응엔탈피와 용해도곱 상수간 관계에 대해 생각해보자.수산화칼슘 용해반응의 반응 엔탈피는 음수 값을 가지는 발열 반응이므로 이 계의 온도가 증가하면, 즉 에너지가 가해지면 르샤틀리에 원리에 따라 반응이 가해진 에너지를 소비하는 방향, 즉 왼쪽 (역반응)으로 이동할 것이다. 따라서 온도가 증가함에 따라 용해도가 감소하는 것이다. 반응엔탈피와 용해도곱상수의 관계에 대해 살펴보자. 반응 엔탈피가 양수라는 것은 흡열반응이라는 것이고 반응 엔탈피가 작을수록 반응이 오른쪽으로 치우쳐 용해도곱 상수는 클 것이다. 반대로 반응 엔탈피가 음수라는 것은 발열 반응이라는 것이고 반응 엔탈피가 작을수록 반응이 왼쪽으로 치우칠 것이고 용해도곱 상수도 작아질 것이다.반트호프 식은 평형상수와 온도와의 관계식으로 ∆G0=∆H0-T∆S0이고, ∆G0=-RTlnK이므로, 이를 대입하여 식을 정리하면 lnK=가 된다. 이 식에 따르면 엔탈피가 음수 즉, 발열반응일 때 온도 증가 시 기울기가 양수인 그래프에서 1/T가 감소하여 lnK 값은 작아지고 따라서 K가 작아진다. 즉, 발열반응에서는 온도와 평형상수가 반비례관계이다. 흡열반응은 이것과 정 반대임을 반트호프 식을 통해 알 수 있다.6. 참고문헌고려대학교 교양화학실 pdfZumdahl Chemistry, 9/ed., Science plus., 2014, chapt.16‘침전적정’, , 일진사, 2011‘반트호프 식’14

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크로마토그래피 실험 결과보고서

1. 실험일자2018. 04. 302. 요약 (abstract)이 실험에서는 정상 크로마토그래피 (Normal phase Chromatography)를 사용하여 혼합물(지시약)을 분리함으로써 크로마토그래피의 원리를 이용하고자 하였다. 실험에서는 얇은 층 크로마토그래피와 관 크로마토그래피를 사용하였다. 얇은 층 크로마토그래피 실험에서는 우선 TLC판의 아래와 위에서 약 0.5cm 떨어진 곳에 선을 긋고 4가지 시료용액과 혼합시료를 찍는다. Spot이 마르면 이동상이 들어있는 비커에 넣어 전개하고 위 선에 도달하면 꺼내어 암모니아 기체에 노출시킨 다음 나타나는 색 변화를 관찰한다. 관 크로마토그래피에서는 혼합시료를 넣고 먼저 3개의 vial에 약 1/7정도 높이의 용출액을 받은 후, 이동상을 메탄올로 바꾸어 다른 3개의 vial에 1/7씩 용출액을 받는다. 그리고 각 vial에 1M NaOH용액을 2방울 떨어뜨려 색 변화를 관찰하고 분리가 제대로 되었는지 확인한다. 결과적으로 시료가 이동한 거리와 전개 액이 이동한 거리를 구하여 Rf 값을 구할 수 있고, 혼합시료가 무엇으로 구성되어 있는지 확인할 수 있었다.3. 실험 결과 및 분석1) 얇은 층 크로마토그래피-초기 색깔 - 암모니아 기체 노출 후 색깔-이동상(전개액)의 조성: 디클로로메탄: 에탄올= 5:1-원점에서 전개 용매 전선까지의 거리: 4.75cm시료처음 색나중 색(암모니아 노출 후)이동거리Rf 값브로모페놀블루파란색파란색1.1cm브로모크레졸퍼플노란색보라색3.53cm페놀레드노란색붉은색1,3cm페놀프탈레인무색분홍색4.6cm혼합시료파란색파란색/분홍색0.92cm/ 4.6cm- TLC 크로마토그래피 종이의 흡착제는 극성을 띄므로 극성이 작은 시료가 가장 멀리 이동한다.- 시료가 가장 멀리 이동하면 Rf 값이 커지므로 Rf 값이 최대인 페놀프탈레인이 지시약 중 가장 극성이 작다.- Rf 값을 보아 극성을 비교하면 페놀프탈레인

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질산포타슘의 용해열 측정 결과보고서

1. 실험 날짜: 2018. 04. 23 (월)2. 요약(abstract)이번 실험의 목적은 질신포타슘 (KNO3)의 온도에 따른 용해도 변화를 측정하여 용해열을 구하고, 에너지 사이의 관계를 파악하고, 이를 통해 반응의 자발성 또는 비자발성을 알아보는 것이다. 사용한 기구로는 25ml 눈금 실린더 5개, 1000ml 중탕용 비커 1개, Hot plate 1개, 온도계 5개, 유리막대가 있고, 시약은 KNO3 26g과 증류수를 사용했다. 실험 방법은 먼저 KNO3 5.00g을 측정하여 25ml 눈금 실린더에 넣고 10.00ml 증류수를 첨가한 뒤 물 중탕 비커에 넣고 질산포타슘이 완전히 녹을 때까지 기다린다. 완전히 녹은 용액을 꺼내어 온도계로 저어주며 식히고 고체가 처음 나타나기 시작하는 온도와 부피를 관찰한다. 이때 주의할 사항은 상온에서 식힐 때 가만히 놔두면 과포화 용액이 되어 훨씬 낮은 온도에서 석출되므로 계속 저어주어야 한다는 것이다. 결과값을 이용해서 와 에 대입하여 엔탈피와 엔트로피 그리고 깁스 자유 에너지를 구하고 이를 통해 반응의 자발성과 비자발성을 확인할 수 있었다.3. 실험 결과결정이 생기는 온도(℃)T(K)1/T(K-1)KNO3의 무게 (g)KNO3의 몰수 (mol)용액의 부피(ml)몰농도(M)KsplnK29.4302.550.00330525.00.0494512.53.95615.6502.75034.2307.350.00325366.00.0593513.24.49620.2143.00641.0314.150.00318327.00.0692413.65.09125.9183.25545.6318.750.00313738.00.0791313.95.69332.4103.478• KNO3의 몰수=KNO3의 무게/ 분자량(101.1032g/mol)5g/(101.1032g/mol)≒ 0.049456g/(101.1032g/mol)≒ 0.059357g/(101.1032g/mol)≒ 0.069248g/(101.1032g/mol)≒ 0.07913• 몰농도 (M) =5g→6g→7g→8g→• Ksp = [K+][NO3-]=[M]25g→ (3.956)2= 15.6506g→ (4.496)2= 20.2147g→ (5.091)2= 25.9188g→ (5.693)2= 32.4104. 실험 결과 처리 및 분석이므로 는 기울기가 되고 는 y절편이 된다.위 그래프의 식에서 얻은 기울기(-4217.2)와 y절편(16.701)을 이용하여 와 를 구한다.• -4217.2=에서이론상의 ΔH˚=37.2KJ/mol이고 실험값은 35.064KJ 이므로 약 2.136KJ의 오차가 발생했다.따라서 오차율은 이다.• 16.701=에서이론상의 ΔS˚=115.8J/K 이고 실험값은 139.61J/K 이므로 약 23.81J/K의 오차가 발생했다.따라서 오차율은 이다.• ΔG = ΔH˚-T ΔS˚ 식을 이용해 반응의 자발성을 알아낼 수 있다.이때 ΔG0: 비자발적이다.위의 식에서 ΔG= ΔH˚-T ΔS˚=0일 때 평형상태이므로 일 때 평형을 이룬다.→ -21.99℃ 초과의 온도에서는 ΔG0이므로 반응이 비자발적이다.5. 토의 및 고찰일상생활에서 우리가 흔히 볼 수 있는 반응의 자발성, 비자발성의 예를 찾아보자. 먼저 자발적 반응에는 뜨거운 여름에 물을 뿌릴 경우 물이 주위의 열을 흡수하며 증발하는 것, 물이 든 비커에 잉크를 떨어뜨렸을 때 골고루 물에 퍼지는 현상, 공기와 습기에 노출된 철이 산화반응을 하여 녹스는 것 등이 있다. 비자발적 반응에는 외부에서의 힘, 즉 에너지가 필요하다. 예를 들어 전기 분해나 식물이 광합성을 하는 것, 산화 철이 철과 산소로 분해되는 반응 등이 있다.N2(g) + 3H2(g) →2NH3(g) 이 반응의 경우 25˚C 에서 소비되는 N2 1몰 당 ΔG˚ 는 -33.3kJ 이다. 25˚C 에서 다음 반응물과 생성물로 이루어진 혼합물이 평형에 도달하기 위하여 계가 이동 하는 방향을 생각해보자.PNH3= 1.00 atm, PN2= 1.47 atm, PH2= 1.00X10-2 atmPNH3= 1.00 atm, PN2= 1.00 atm, PH2= 1.00 atm몰분율이란 혼합물에서 전체 몰수에 대한 주어진 성분의 몰수의 비율을 의미하는데, 이상 기체의 혼합물에서 각 성분의 몰분율은 각 성분의 부분 압력에 정비례한다. 따라서 1번과 2번에 나와있는 부분압력을 몰수로 간주하고 계산한다.평형상태에서Q = K, Δ G = 0 이고, Δ G= ΔG˚ +RTlnQ= ΔG˚ +RTlnK=0이다. (Q는 반응지수)따라서 lnK=- ΔG˚/RT이므로 R에 8.31451J/K∙mol, T에 298.15K, ΔG˚ 는 -33.3kJ를 대입하면 이다. 따라서 평형 상수 K=66.0 × 104이다.반응지수 Q는 (A, B는 반응물, C, D는 생성물의 농도 a, b, c, d는 각각의 계수)이므로 1번과2번에 나와있는 압력을 몰수로 간주하고 대입하면 1번에서 반응지수 Q는 ,2번에서 반응지수 Q는 이다. 온도를 일정하게 하였을 때 평형상수 K와 평형 상수식에 처음 농도를 대입하여 계산한 반응 지수 Q를 비교하면 반응의 진행 방향을 예측할 수 있다.반응지수Q 현재농도 이므로 정반응속도가 역반응 속도보다 빨라서 정반응 쪽으로 반응이 진행된다.반응지수Q=평형상수K→ 생성물질의 농도가 평형농도= 현재농도 이므로 정반응속도가 역반응 속도와 같아서 평형상태를 유지한다.반응지수Q>평형상수K→ 생성물질의 농도가 평형농도< 현재농도 이므로 정반응속도가 역반응 속도보다 느려서 역반응 쪽으로 반응이 진행된다.위의 반응에서 K=66.0 × 104이고 1번의 Q는 68.0 × 104이다. Q가 K보다 크기 때문에 1번의 상황에서는 역반응 쪽으로 계의 반응이 진행될 것이다. 반대로 2번의 Q는 1.00으로 K보다 작다. 따라서 2번의 반응은 정반응 쪽으로 진행될 것이다.깁스자유에너지는 반응의 자발성여부를 알 수 있도록 한다. 자유에너지는 ΔH˚-T ΔS˚로 나타내며 이 값이 0보다 작을 경우 자발적이고 0보다 크면 비자발적이며 0과 같다면 평형이다. 엔탈피와 엔트로피의 값에 따른 반응의 자발성에 대해 생각해보자.엔탈피: +, 엔트로피: - → 항상 비자발적이다.엔탈피: +, 엔트로피: + → 고온에서 자발적이다.엔탈피: -, 엔트로피: + → 항상 자발적이다.엔탈피: -, 엔트로피: - → 저온에서 자발적이다.질산포타슘의 용해도 그래프를 보면 온도가 증가함에 따라 용해도가 증가하는 것을 관찰 할 수 있다. 이는 온도가 증가하면 분자들의 운동속도가 증가하고 분자가 충돌하는 빈도 횟수가 증가하여 더 많은 분자가 물과 반응하기 때문이다. 하지만 모든 시료가 온도가 증가함에 따라 용해도가 증가하는 것은 아니다. Na2SO4는 20에서 40도 사이에서는 용해도가 증가하지만 40도에서 50도 사이에서는 감소한다. 이러한 차이는 열을 흡수하는 과정인지 아닌지에 따라 달라지는 것이다. 용해과정이 흡열 반응인 경우 용매의 온도가 증가할수록 용해도가 증가하며 용해과정이 발열반응인 경우 용매의 온도가 증가할수록 용해도가 감소하게 된다.오차가 생기는 원인에 대해 알아보았다. 결정이 생겼을 때 처음에 애매해서 계속 관찰하다가 결정이 조금 더 많이 생겼을 때 온도와 부피를 측정했는데 그렇게 되면 온도가 낮고 부피도 작게 측정되어 오차가 생겼을 가능성이 있다. 또한 KNO3를 옮기는 과정에서 조금 쏟아서 다시 넣었는데 미처 다 담지 못했을 수 있어서 그에 따른 오차가 생겼을 것이다.6. 참고문헌일반화학(Zumdahl, 제9판), 사이플러스, 2014 Hyperlink "http://study.zum.com/book/14491" http://study.zum.com/book/14491 Hyperlink "https://ko.wikipedia.org/wiki/%EA%B8%B0%EB%B8%8C%EC%8A%A4_%EC%9E%90%EC%9C%A0_%EC%97%90%EB%84%88%EC%A7%80" https://ko.wikipedia.org/wiki/%EA%B8%B0%EB%B8%8C%EC%8A%A4_%EC%9E%90%EC%9C%A0_%EC%97%90%EB%84%88%EC%A7%80

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