화학에서의 열역학 법칙

화학 시스템에 적용되는 열역학 법칙은 반응에서 에너지가 어떻게 보존되는지, 일부 반응이 왜 자발적으로 진행되는지, 그리고 절대 영도에서 엔트로피가 어떻게 일정한 한계에 도달하는지를 규정합니다.

Definition

화학에서의 열역학 법칙은 화학 변화에 특화된 열역학 제1, 제2, 제3법칙으로, 반응 에너지론, 자발적 반응의 방향, 물질의 절대 엔트로피를 지배합니다.

Scope

이 주제는 네 가지 법칙의 화학적 적용을 다룹니다: 제0법칙과 온도; 내부 에너지, 엔탈피, 반응열을 통해 표현되는 제1법칙; 엔트로피와 자발성 기준으로 클라우지우스 부등식을 통해 표현되는 제2법칙; 그리고 절대 엔트로피를 할당하고 열량 측정 데이터로부터 평형 상수를 계산하는 기초가 되는 제3법칙. 자유 에너지 기준, 화학 퍼텐셜, 평형에 대한 상세한 내용은 관련 주제에서 다룹니다.

Core questions

• 제1법칙은 정용 반응열과 정압 반응열을 내부 에너지와 엔탈피를 통해 어떻게 연관시키는가?
• 고립계의 엔트로피는 왜 감소하지 않으며, 이것이 자발성을 어떻게 정의하는가?
• 제3법칙은 절대 엔트로피를 표로 만들고 화학 계산에 사용하도록 어떻게 허용하는가?
• 상태 함수는 열과 일과 같은 경로 의존적 양과 어떻게 구별되는가?

Key concepts

• 반응의 내부 에너지와 엔탈피
• 엔트로피와 클라우지우스 부등식
• 가역 및 비가역 과정
• 절대 엔트로피와 제3법칙
• 상태 함수 대 경로 함수

Key theories

화학 시스템을 위한 제1법칙

반응계의 내부 에너지 변화는 흡수된 열에서 수행된 일을 뺀 것과 같습니다. 정압에서는 이것이 엔탈피에 의해 포착되며, 반응 엔탈피는 경로에 독립적인 측정 가능한 상태 함수가 됩니다.

기준 및 참조로서의 제2, 제3법칙

제2법칙은 엔트로피 생성을 자발적인 화학 변화의 보편적인 기준으로 만들고, 제3법칙은 절대 영도에서 완전 결정의 엔트로피를 0으로 고정하여 반응 계산을 위한 절대 엔트로피를 제공합니다.

Clinical relevance

이 법칙들은 연소에 의해 방출되는 열과 산업 합성의 실현 가능성부터 용해, 혼합, 생물학적 자가 조립의 엔트로피 구동 과정에 이르기까지 모든 화학 에너지론에 대한 회계 처리를 제공합니다.

History

열역학의 화학적 활용은 헤스(Hess)의 1840년 정량 열합 법칙과 19세기 중반 클라우지우스(Clausius)와 켈빈(Kelvin)에 의한 제1, 제2법칙의 정립에서 발전했습니다. 제3법칙의 기초가 된 네른스트(Nernst)의 1906년 열 정리(heat theorem)는 절대 엔트로피를 접근 가능하게 함으로써 틀을 완성했습니다.

Key figures

• Rudolf Clausius
• Walther Nernst
• Germain Henri Hess

Seminal works

• atkins2018
• mcquarrie1997

Frequently asked questions

화학자들은 왜 내부 에너지보다 엔탈피를 주로 사용하는가?

대부분의 반응은 정용보다는 일정한 대기압에서 진행되며, 일정한 압력에서 교환되는 열은 엔탈피 변화와 같으므로 엔탈피는 화학에서 직접 측정 가능하고 가장 편리한 에너지 함수입니다.

화학 시스템의 엔트로피가 감소할 수 있는가?

네, 국소적으로는 가능합니다. 기체가 응축되거나 고체가 결정화될 때처럼 시스템은 엔트로피를 잃을 수 있지만, 시스템과 주변의 총 엔트로피가 감소하지 않도록 주변의 엔트로피가 적어도 그만큼 증가해야 합니다.