RTO care

분젠 버너에서 프로페인과 뷰테인의 혼합가스를 연소하는 모습이다. 왼쪽은 공기가 충분히 들어가지 않아 노란색 불규칙한 불꽃이 나오고 있고, 오른쪽은 충분한 공기가 들어가 파란색 불꽃을 내며 안정적으로 연소가 일어나고 있다. <출처: (cc) Wikispaces>



화염색상, 공연비, 공기과잉


출처: <http://navercast.naver.com/contents.nhn?rid=44&contents_id=121021&leafId=44>

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Water cluster

상태와 변화2016. 9. 2. 15:34

Hydrogen Bonding in Water

A hydrogen bond is a dynamic attraction between a pair of typically electronegative atoms involving a hydrogen atom located between them. Hydrogen bonds are responsible for the life-giving properties of water.



Hydrogen bonds

Water hydrogen bonds

Hydrogen bond cooperativity

Hydrogen bonds and solubility

Rearranging hydrogen bonds

Bifurcated hydrogen bonds

Information transfer

Hydrogen bonds

Hydrogen bonding occurs when an atom of hydrogen is attracted by rather strong forces to two atoms instead of only one, so that it may be considered to be acting as a bond between them [99].h Typically hydrogen bonding occurs where the partially positively charged hydrogen atom lies between partially negatively charged oxygen and/or nitrogen atoms, but is also found elsewhere, such as between fluorine atoms in HF2- (a very strong hydrogen bond at 163 kJ mol-1 ) and between water and the smaller halide ions F-, Cl- and Br- (for example, HO-H····Br-, [178, 1190]; the strength of hydrogen bonding reducing as the halide radius increases), and to a much smaller extent to I- [190] and even xenon [941], (a very weak hydrogen bond at 2 kJ mol-1) . Even very weak C-H····OH2 hydrogen bonds (~ 4 kJ mol-1) are being increasingly recognized [1293]. In theoretical studies, strong hydrogen bonds even occur to the hydrogen atoms in metal hydrides (for example, LiH····HF; [217]). The current view of the hydrogen bond has been reviewed [1462] and comparison to halogen bonds (i.e. C-X····Z; X = Cl, Br, I; Z = O, N, S), C-H····π interactions, and C-Br····π interactions made [2248]. Hydrogen bond strength is given by the weaker of the two interactions of the flanking atoms with the central hydrogen atom and is strongest when these interactions are equal [1653]. They are now thought to be dynamic bonds with a continuity of electron density and present where the 'bonding' is directed [2381]. Hydrogen bond strength may be estimated theoretically from the quantum theory of atoms in molecules [2191]. Hydrogen bonding is characterized by its preferred dimensions, molecular orientation, approximate linearity and changes in infrared frequency and intensity. [Back to Top 


Water hydrogen bonds

Liquid water is exceptional in having approximately as many hydrogen bonds as it has covalent bonds. Shown right is the number of hydrogen bonds per water molecule as the temperature rises with the line-width showing the approximate disparity between different experimental methods (data from [2264]). Although there are reports of water having more than four hydrogen bonds (for example 5 or 6) these hydrogen bonds cannot be spatially accommodated around the central water molecule without being sited further from the central oxygen (see below) plus with one or more of the original hydrogen bonds being substantially weakened.




Thus, they can be bifurcated bonds where the bond is essentially shared between the water molecules (for example, two half -bonds rather than one full bond). No stable water cluster has been found with the central water molecule 5-coordinated by hydrogen bonding to five water molecules.


In water's hydrogen bonds, the hydrogen atom is covalently attached to the oxygen of a water molecule (492.2145 kJ mol-1 [350]) but has (optimally) an additional attraction (about 23.3 kJ mol-1a1 [168]; almost 5 x the average thermal collision fluctuation at 25 °C)a2 to a neighboring oxygen atom of another water molecule that is far greater than any included van der Waals interaction.i Hydrogen bonds within heavy water are stronger.a3 Water's hydrogen bonding holds water molecules up to about 15% closer than if than if water was a simple liquid with just van der Waals dispersion interactions. However, as hydrogen bonding is directional it restricts the number of neighboring water molecules to about four rather than the larger number found in simple liquids (for example, xenon atoms have twelve nearest neighbors in the liquid state. Formation of hydrogen bonds between water molecules gives rise to large, but mostly compensating, energetic changes in enthalpy (becoming more negative) and entropy (becoming less positive). Both changes are particularly large, based by per-mass or per-volume basis, due to the small size of the water molecule. This enthalpy-entropy compensation is almost complete, however, with the consequence that very small imposed enthalpic or entropic effects may exert a considerable influence on aqueous systems. It is possible that hydrogen bonds between para-H2O, possessing no ground state spin, are stronger and last longer than hydrogen bonds between ortho-H2O [1150].


The hydrogen bond in water is part (about 90%) electrostatic and part (about 10%) electron sharing, that is covalent [96]d, and may be approximated by bonds made up of covalent HO-Hδ-····δ+OH2, ionic HOδ--Hδ+····Oδ-H2, and long-bonded covalent HO-··H––O+H2 parts with HO-Hδ-····δ+OH2 being very much more in evidence than HO-··H––O+H2, where there would be expected to be much extra non-bonded repulsion. The movement of electrons from the oxygen atom to the O-H antibonding orbital on a neighboring molecule (HO-Hδ-····δ+OH2) both weaken the covalent O-H bond (so lengthening it ) and reduces the HO-H····OH2 'hydrogen' bond. Hydrogen bonding affects all the molecular orbitals even including the inner O1s (1a1) orbital which is bound 318 kJ mol-1 (3.3 eV) less strongly in a tetrahedrally hydrogen bonded bulk liquid phase compared to the gas phase [1227].


Clusters linked by extensive hydrogen bonding can be considered as being connected by extensive, but complementary, electron delocalization. Long range organization (> 100 nm) has been detected by hyper-Rayleigh light scattering (HRS) [2268]. As electrons are not held by individual molecules but are easily distributed amongst water clusters [2431] they can give rise to coherent regions [1691], with correlated many-body quantum-mechanical tunneling [2297], interacting with local electromagnetic radiation. The water protons are also not held by individual molecules but may switch partners in an ordered manner within distinct networks [1504, 1699], similar to that occurring in hexagonal ice [2301].


Direct visualization of such concerted tunneling has been achieved by the clever use of a cryogenic scanning tunneling microscope [2287]. Over short hydrogen- bonded water wires (see right) there can be correlated movement of protons and electrons due to quantum fluctuations [2025] reinforcing the concept of water not being a molecular liquid.


There are effectively no free water molecules (i.e. molecules with no hydrogen bonds) in liquid water at ambient pressure.


X-ray spectroscopic probing indicates that the electron transitions between molecular orbitals (changing with the local hydrogen bonding topology) with differing such contributions may shift on a time scale of less than a femtosecond. Contributing to the strength and dynamics [1673] of water's hydrogen bonding are nuclear quantum effects (zero-point vibrational energy) which bias the length of the O-H covalent bond longer than its 'equilibrium' position length (as the shorter HO-H····OH2 hydrogen bonds are stronger), so also increasing the average dipole moment [554]. Nuclear quantum effects give rise to high proton swapping between neighboring water molecules plus strengthening of hydrogen bonds at low temperatures and their weakening at high temperatures [2286]. On forming the hydrogen bond, the donor hydrogen atom stretches away from its oxygen atom and the acceptor lone-pair stretches away from its oxygen atom and towards the donor hydrogen atom [585], both oxygen atoms being pulled towards each other. The stronger the hydrogen bond, the longer lived and the less easy does the proton escape the two water molecules involved.


An important feature of the hydrogen bond is that it possesses direction; by convention this direction is that of the shorter O-H (

) covalent bond (the O-H hydrogen atom being donated to the O-atom acceptor atom on another H2O molecule). In 1H-NMR studies, the chemical shift of the proton involved in the hydrogen bond moves about 0.01 ppm K-1 upfield to lower frequency (plus about 5.5 ppm further upfield to vapor at 100 °C); that is, becomes more shielded with reducing strength of hydrogen bonding [222, 1935] as the temperature is raised; a similar effect may be seen in water's 17O NMR, moving about 0.05 ppm K-1 upfield plus 36-38 ppm further upfield to vapor at 100 °C.b Increased extent of hydrogen bonding within clusters results in a similar effect; that is, higher NMR chemical shifts with greater cooperativity [436], shorter hydrogen bonded O-H····O distances [1616], smaller atomic volume of the hydrogen atom, greater positive charge on the hydrogen atoms and greater negative charge on the oxygen atoms. The bond strength depends on its length and angle, with the strongest hydrogen bonding in water existing in the short linear proton-centered H5O2+ ion at about 120 kJ mol-1. However, small deviations from linearity in the bond angle (up to 20°) possibly have a relatively minor effect [100]. The dependency on bond length is very important and has been shown to exponentially decay with distance [101]. Some researchers consider the hydrogen bond to be brokenc if the bond length is greater than 3.10 Å or the bond angle less than 146° [173],c2 although ab initio calculations indicate that most of the bonding energy still remains and more bent but shorter bonds may be relatively strong; for example, one of the hydrogen bonds in ice-four (143°). Similarly O····H-O interaction energies below 10 kJ mol-1 have been taken as indicative of broken hydrogen bonds although they are almost 50% as strong as 'perfect' hydrogen bonds and there is no reason to presuppose that it is solely the hydrogen bond that has been affected with no contributions from other interactions. Also, the strength of bonding must depend on the orientation and positions of the other bonded and non-bonded atoms and 'lone pair' electrons [525].


There is a trade-off between the covalent and hydrogen bond strengths; the stronger is the H····O bond, the weaker the O-H covalent bond, and the shorter the O····O distance [1928] (see right). Interestingly, this means that the O-H covalent part of the hydrogen bonds gets shorter as the temperature of the water increases. The weakening of the O-H covalent bond gives rise to a good indicator of hydrogen bonding energy; the fractional increase in its length determined by the increasing strength of the hydrogen bonding [217]; for example, when the pressure is substantially increased (~ GPa) the remaining hydrogen bonds (H····O) are forced shorter [655] causing the O-H covalent bonds to be elongated. Hydrogen bond strength can be affected by electromagnetic and magnetic effects. Dissociation is a rare event, occurring only twice a day that is, only once for every 1016 times the hydrogen bond breaks.


The anomalous properties of liquid water may be explained primarily on the basis of its hydrogen bonding [1530]. [Back to Top 


Hydrogen bond cooperativity

When a hydrogen bond forms between two water molecules, the redistribution of electrons changes the ability for further hydrogen bonding. The water molecule donating the hydrogen atom has increased electron density in its 'lone pair' region [577], which encourages hydrogen bond acceptance, and the accepting water molecule has reduced electron density centered on its hydrogen atoms and its remaining 'lone pair' region [577], which encourages further donation but discourages further acceptance of hydrogen bonds. This electron redistribution thus results in both the cooperativity (e.g. accepting one hydrogen bond encourages the donation of another) and anticooperativity (for example, accepting one hydrogen bond discourages acceptance of another) in hydrogen bond formation in water networks. Cooperative hydrogen bonding increases the O-H bond length whilst causing a 20-fold greater reduction in the H····O and O····O distances [436]. The increase in bond length has been correlated with the hydrogen bond strength and resultant O-H stretch vibrations [1318]. Thus O····O distances within clusters are likely to be shorter than those at the periphery, in agreement with the icosahedral cluster model. If the hydrogen bond is substantially bent then it follows that the bond strength is weaker. The main criteria to determine the strength of hydrogen bonds are their (relatively inaccurately determined) intermolecular distances and the (more precise) wavenumbers of their stretching vibrational modes and those of the donor hydrogen covalent bond.e Any factors, such as polarization, that reduces the hydrogen bond length, is expected to increase its covalency. There is still some dispute over the size of this covalency,d however any covalency will increase the network stability relative to purely electrostatic effects. The hydrogen bond in water dimers is sufficiently strong to result in the dimers persisting within the gas state at significant concentrations [1977] (for example, ~0.1% H2O at 25 °C and 85% humidity) to contribute significantly to the absorption of sunlight and atmospheric reaction kinetics [266]. The molecular orbitals involved in the hydrogen bonding between two water molecules and five water molecules in a cyclic pentamer are given on other pages.


Although the hydrogen atoms are often shown along lines connecting the oxygen atoms, this is now thought to be indicative of time-averaged position only and unlikely to be found to a significant extent even in ice.


Liquid water consists of a mixture of short, straight [2405] and strong hydrogen bonds and long, weak and bent hydrogen bonds with many intermediate between these extremes. Short hydrogen bonds in water are strongly correlated with them being straighter [1083]. Proton magnetic shielding studies give the following average parameters for the instantaneous structure of liquid water at 4 °C; non-linearity, distances and variance; all increasing with temperature [458].



Note that the two water molecules below are not restricted to perpendicular planes and only a small proportion of hydrogen bonds are likely to have this averaged structure.


The hydrogen bond length of water varies with temperature and pressure. As the covalent bond lengths vary much less with temperature and pressure, most of the densification of ice Ih due to reduced temperature or increased pressure must be due to reduction in the hydrogen bond length. This hydrogen bond length variation can be shown from the changes in volume of ice Ih [818]. As hydrogen bond strength depends almost linearly on its length (shorter length giving stronger hydrogen bonding), it also depends almost linearly (outside extreme values) on the temperature and pressure [818].


The latest molecular parameters for water are given elsewhere. The O····O distance in ice Ih varies between 2.75 Å (0 K) and 2.764 Å (253 K). The energy of a linear hydrogen bond depends on the orientation of the water molecules relative to the hydrogen bond.j 


Note that in liquid water, the hydrogen bonded arrangement of most molecules is not as symmetrical as shown here. In particular, the positioning of the water molecules donating hydrogen bonds to the accepting positions on a water molecule (that is, the water molecules behind in the diagram above, labeled 'd') are likely to be less tetrahedrally placed,l due to the lack of substantial tetrahedrally positioned 'lone pair' electrons, than those water molecules that are being donated to from that water molecule (that is, the water molecules top and front in the diagram above, labeled 'a' [1224]. Also, the arrangement may well consist of one pair of more tetrahedrally arranged strong hydrogen bonds (one donor and one acceptor) with the remaining hydrogen bond pair (one donor and one acceptor) being either about 6 kJ mol-1 weaker [573], less tetrahedrally arranged [373, 396] or bifurcated [573]; perhaps mainly due to the anticooperativity effects mentioned below. Such a division of water into higher (4-linked) and lower (2-linked) hydrogen bond coordinated water has been shown by modeling [1349]. X-ray absorption spectroscopy confirms that, at room temperature, 80% of the molecules of liquid water have one (cooperatively strengthened) strong hydrogen bonded O-H group and one non-, or only weakly, bonded O-H group at any instant (sub-femtosecond averaged and such as may occur in pentagonally hydrogen bonded clusters), the remaining 20% of the molecules being made up of four-hydrogen-bonded tetrahedrally coordinated clusters [613]. There is much debate as to whether such structuring represents the more time-averaged structure, which is understood by some to be basically tetrahedral [1024]. g Even if the instantaneous hydrogen bonded arrangement is tetrahedral, distortions to the electron density distribution may cause the hydrogen bonds to have different strengths [1979, 2095].


Liquid water contains by far the densest hydrogen bonding of any solvent with almost as many hydrogen bonds as there are covalent bonds. These hydrogen bonds can rapidly rearrange in response to changing conditions and environments (for example, solutes). The hydrogen bonding patterns are random in water (and ice Ih); for any water molecule chosen at random, there is equal probability (50%) that the four hydrogen bonds (that is, the two hydrogen donors and the two hydrogen acceptors) are located at any of the four sites around the oxygen. Water molecules surrounded by four hydrogen bonds tend to clump together, forming clusters, for both statistical [11] and energetic reasons. Hydrogen bonded chains (that is, O-H····O-H····O) are cooperative [379]; the breakage of the first bond is the hardest, then the next one is weakened, and so on (see the cyclic water pentamer). Thus unzipping may occur with complex macromolecules held together by hydrogen bonding, for example, nucleic acids. Such cooperativity is a fundamental property of liquid water where hydrogen bonds are up to 250% stronger than the single hydrogen bond in the dimer [77]. A strong base at the end of a chain may strengthen the bonding further. The cooperative nature of the hydrogen bond means that acting as an acceptor strengthens the water molecule acting as a donor [76]. However, there is an anticooperative aspect in so far as acting as a donor weakens the capability to act as another donor, for example, O····H-O-H····O [77]. It is clear therefore that a water molecule with two hydrogen bonds where it acts as both donor and acceptor is somewhat stabilized relative to one where it is either the donor or acceptor of two. This is the reason why it is suspected that the first two hydrogen bonds (donor and acceptor) give rise to the strongest hydrogen bonds [79]. An interesting way of describing the cooperative/anticooperative nature of the water dimer hydrogen bond is to use the nomenclature d'a'DAd''a'' where DA represents the donor-acceptor nature of the hydrogen bond, the d'a' represents the remaining donor-acceptor status of the donating water molecule and d''a'' represents the remaining donor-acceptor status of the accepting water molecule [852]. Individually, the most energetically favored donating water molecules have the structures 02DAxx, 12DAxx, 01DAxx and 11DAxx with 00DAxx and 10DAxx disfavored whereas the most energetically favored accepting water molecules have the structures xxDA20, xxDA21, xxDA10 and xxDA11 with xxDA00 and xxDA01 disfavored.



 cooperative (= -d'+a'+d''-a'')















 increasing hydrogen bond strength 
















































































































Water hydrogen bonding


Using quantum chemical calculation of different clusters of water molecules has shown that the hydrogen bonding strength can vary for as much as 90% between extreme cases of cooperativity and anti-cooperativity with cooperativity increasing (~3 kJ mol-1) the bond strength and reducing (~0.03 Å) the hydrogen bond length per added molecule and anti-cooperativity reversing these effects by the same amounts. The hydrogen bond strength is computed to vary for as much as 90% between extreme cases of cooperativity and anti-cooperativity [1829]. From this calculation, the difference in effect between the 2 anticooperative and 4 cooperative interactions in the above table would be ~18 kJ mol-1 and ~0.18 Å.


Cations may induce strong cooperative hydrogen-bonding around them due to the polarization of water O-H by cation-lone pair interactions (Cation+····O-H····O-H). Luck et al [78] introduced a cooperativity factor for this effect, which varied as the Hofmeister series from K+ (1.08) to Zn2+ (2.5). Total hydrogen bonding around ions may be disrupted however as if the electron pair acceptance increases (for example, in water around cations) so the electron pair donating power of these water molecules is reduced; with opposite effects in the hydration water around anions. These changes in the relative hydration ability of salt solutions are responsible for the swelling and deswelling behavior of hydrophilic polymer gels [317].


The substantial cooperative strengthening of hydrogen bond in water is dependent on long range interactions [98]. This cooperative effect may be stronger in chains of ortho-water molecules due to spin coupling [2041]. Breaking one bond generally weakensf those around whereas making one bond generally strengthens those around and this, therefore, encourages larger clusters, for the same average bond density. The hydrogen-bonded cluster size in water at 0 °C has been estimated to be 400 [77, 1791]. Weakly hydrogen-bonding surface restricts the hydrogen-bonding potential of adjacent water so that these make fewer and weaker hydrogen bonds. As hydrogen bonds strengthen each other in a cooperative manner, such weak bonding also persists over several layers and may cause locally changed solvation. Conversely, strong hydrogen bonding will be evident at distance. The weakening of hydrogen bonds, from about 23 kJ mol-1 to about 17 kJ mol-1, is observed when many bonds are broken at superheating temperatures (> 100 °C) so reducing the cooperativity [173]. The breakage of these bonds is not only due to the more energetic conditions at high temperature but also results from a related reduction in the hydrogen bond donating ability by about 10% for each 100 °C increase [218]. The loss of these hydrogen bonds results in a small increase in the hydrogen bond accepting ability of water, due possibly to increased accessibility [218]. 


Every hydrogen bond formed increases the hydrogen bond status of two water molecules and every hydrogen bond broken reduces the hydrogen bond status of two water molecules. The network is essentially complete at ambient temperatures; that is, (almost) all molecules are linked by at least one unbroken hydrogen bonded pathway. Hydrogen bond lifetimes are 1 - 20 ps [255] whereas broken bond lifetimes are about 0.1 ps with the proportion of 'dangling' hydrogen bonds persisting for longer than a picosecond being insignificant [849]. Hydrogen bonds vibrate with a period of almost 200 fs (~180 cm-1). Hydrogen bonds that may break during this vibrational period normally reform the same bond within approximately150 fs. Broken bonds are basically unstable [849] and will probably re-form to give same hydrogen bond (as shown by the slow ortho-water/para-water equilibrium process [410]), particularly if the other three hydrogen bonds are in place; hydrogen bond breakage being more dependent on the local structuring rather than the instantaneous hydrogen bond strength [833]. If not, breakage usually leads to rotation around one of the remaining hydrogen bond(s) [673] and not to translation away, as the resultant 'free' hydroxyl group and 'lone pair' are both quite reactive. Also important, if seldom recognized, is the possibility of the hydrogen bond breaking, as evidenced by physical techniques such as IR, Raman or NMR and caused by loss of hydrogen bond 'covalency' due to electron rearrangement, without any angular change in the O-H····O atomic positions. Thus, clusters may persist for much longer times [329] than common interpretation of data from these methods indicates. Evidence for this may be drawn from the high degree of hydrogen bond breakage seen in the IR spectrum of ice [699], where the clustering is taken as lasting essentially forever. [Back to Top 



Hydrogen bonds and solubility

As is clear from the origin of the words used, water is a good solvent for hydrophilic solutes (such as alcohols) but a poor solvent for hydrophobic solutes (such as the noble gases). The solubilities change significantly with temperature and these changes have been correlated with the hydrogen bonding donation (acidity) and acceptance (basicity) changes in the water. Both these factors reduce with increasing temperature but to different extents [1830]. At 300 °C the solvent properties of water to hydrophilic solutes are similar to those of nitrobenzene or acetonitrile at 25 °C but hydrophobic solutes remain poorly soluble [1830].

Rearranging hydrogen bonds

Water's hydrogen bonds only reorient when there is an available partner able to accept the bond, with the strength of the broken hydrogen bond playing little or no role [1135]. The molecular orbitals of water indicate that the two 'lone pairs' of electrons do not give distinct directed electron density in isolated molecules, with tetrahedral nature of water's hydrogen bonding due to four-coordination involving two donor and two acceptor hydrogen bonds. However trigonal (approximately planar) hydrogen bonding is also possible with two donor and one acceptor hydrogen bonds associated with individual water molecules. The lack of substantial tetrahedrally positioned 'lone pair' electrons may ease this process, at a cost of one hydrogen bond energy. Also the acceptor hydrogen bond in three coordinated but tetrahedral arrangements (two donor and one acceptor hydrogen bonds with one vacant acceptor site) can slide through a planar arrangement to the vacant tetrahedral site without breaking. This flexibility in the hydrogen bonding topology facilitates hydrogen-bonding rearrangements. [Back to Top 


Bifurcated hydrogen bonds


Bifurcated hydrogen bonds, where both hydrogen atoms from one water molecule are hydrogen bonding to the same other water molecule, or two hydrogen bonds from water molecules replace one original hydrogen bond (see above) or one hydrogen atom simultaneously forms hydrogen bonds to two other water molecules (see below) have just under half the strength of a normal hydrogen bond (per half the bifurcated bond) and present a low-energy route for hydrogen-bonding rearrangements (see above) [255].

They allow the constant randomization of the hydrogen bonding within the network. However, it should be noted that they often require the breakage of two hydrogen bonds; one hydrogen bond to form the bifurcated arrangement and another to make way for a different hydrogen bond to form. Any necessary rotation may also involve bending or stretching other hydrogen bonds. Bifurcation of hydrogen bonds cannot cause their net breakage but just the exchange of hydrogen bonds [1135]. Trifurcated hydrogen bonds (where one hydrogen atom simultaneously forms hydrogen bonds to three other water molecules, forming a tetrahedral face) may also form but only have about one sixth the strength of a normal hydrogen bond per third of the bifurcated bond [573], require free lone pairs on all three bound water molecules and the rest of local cluster must also be poorly hydrogen bonded. [Back to Top 


Information transfer

Hydrogen bonding carries information about solutes and surfaces over significant distances in liquid water. The effect is synergistic, directive and extensive. Thus, in the diagram opposite, strong hydrogen-bonding in molecule (1), caused by solutes or surfaces, will be transmitted to molecules 2 and 3, then to 5 and 6 and then as combined power to 8.


The effect is reinforced by additional polarization effects and the resonant intermolecular transfer of O-H vibrational energy, mediated by dipole-dipole interactions and the hydrogen bonds [142]. Reorientation of one molecule induces corresponding motions in the neighbors.


Thus solute molecules can 'sense' (for example, affect each other's solubility) each other at distances of several nanometers and surfaces may have effects extending to tens of nanometers. This long range correlation of molecular orientation has recently been confirmed using hyper-Rayleigh light scattering [152] and is a reason for the high dielectric constant of water and the consequential reduction in this dielectric constant as the temperature is raised and the number of hydrogen bonds is reduced [239]. Where water molecules are next to flat hydrophobic surfaces, and unable to form extensive clathrate structuring, some hydrogen bonds must be broken and the water molecules will tend to change orientation, from one hydrogen bond directed orthogonally away from the surface (as in clathrates) to one hydrogen bond directed orthogonally towards the surface, in order to minimize the energy requirement. Also the water molecules tend to collapse into their shallow energy minima due to increased non-bonded interactions. Although there may be a consequentially increased density in the first water layer, the second and subsequent water shells compensate by forming stronger hydrogen bonds and a less dense structure. Consequences of this include differential solvation properties affecting surface absorption.


Hydrogen bonding rearrangement offers a low energy pathway for the transfer of hydrogen atoms during tautomerism, in a way similar to Grotthuss mechanism for hydrogen ion transport. Shown opposite is adenine tautomerism that can give rise to Adenine - Cytosine (mutation producing) pairing, which uses the rare tautomer on the left. [Back to Top 





a1 This is the energy (ΔH) required for breaking and completely separating the bond, and should equal about half the enthalpy of vaporization. On the same basis ΔS = 37 J deg-1 mol-1 [168]. (Lower enthalpies for the hydrogen bond have been reported [1369], varying between ~6-23 kJ mol-1, with entropies ~29-46 J deg-1 mol-1, depending on the assumptions made). Just breaking the hydrogen bond in liquid water leaving the molecules essentially in the same position requires only about 25% of this energy; recently estimated at 6.3 kJ mol-1 [690] and only just over twice the average collision energy (see below). If the hydrogen bond energy is determined from the excess heat capacity of the liquid over that of steam (assuming that this excess heat capacity is attributable to the breaking of the bonds) ΔH = 9.80 kJ mol-1 [274]. A number of estimates give the equivalent ΔG at about 2 kJ mol-1 at 25 °C [344]; however from the equilibrium content of hydrogen bonds (1.7 mol-1) it is -5.7 kJ mol-1. The hydrogen bonding in ice Ih is about 3 kJ mol-1 stronger than liquid water (= 28 kJ mol-1 at 0 K, from lattice energy including non-bonded interactions) and evidenced by an about 4 pm longer, and hence weaker, O-H covalent bond. However, the hydrogen bond strength in supercooled liquid water may be stronger than in ice [2020]. [Back]


a2 The average molecular linear translational energy is RT/2. The average collision energy is RT (2.479 kJ mol-1). 2% of collisions have energy greater than the energy required to break the bonds (9.80 kJ mol-1, [274]) as determined by excess heat capacity. [Back]


a3 Unexpectedly for such an important parameter, there is some dispute as to whether the hydrogen bonds in D2O and H2O are longer or shorter or the same length. One report states (opposite to earlier conclusions [554]) that D2O hydrogen bonds are longer (H····O 1.74 Å , D····O 1.81 Å at 23 °C [1485], but more linear; the weakening on lengthening being compensated by the strengthening on straightening) and D2O hydrogen bonds being more asymmetric (with the hydrogen atom more displaced away from the center of the O-H····O bond), more tetrahedral , more plentiful and stronger than in H2O [1485]. More recently the hydrogen bonds in D2O and H2O have been found to be about the same length due to compensatory quantum effects [1752]. Hydrogen bond in T2O are expected to be stronger still. Thus given the choice, hydrogen bonds form with the preference O-T····O > O-D····O > O-H····O. [Back]


b Unfortunately this is difficult to use as a tool, however, due to the averaging of the shift and the complexity of the system. The spin-lattice relaxation times (T1, ~3.6 s, 25 °C) of the water protons is also a function of the hydrogen bonding, being shorter for stronger bonding. The effect of solutes, however, shows the chemical shift and spin-lattice relaxation time are not correlated, as solutes may reduce the extent of hydrogen bonding at the same time as increasing its strength [281]. The spin-lattice relaxation time has been found to be two or three times greater than the spin-spin relaxation time, suggesting the presence of supramolecular structuring in the water [1664]. [Back]


c Whether a hydrogen bond is considered broken or just stretched and/or bent should be defined by its strength but, as the isolated bond strength may be difficult to determine, this often remains a matter of an arbitrary definition based on distances and angles. An arrangement with strained geometry is very unlikely to last long. It may, however, occur during the breakage, formation or partner-switching (that is, bifurcation) of a hydrogen bond or arise transiently, due to thermal effects or other molecular interactions, in a long-lived hydrogen bond. The lifetime of a hydrogen bond (if more than 10-13 s) presents another measure of hydrogen bond formation but this also suffers from uncertainties in the definition of its geometry. Broken hydrogen bonds do not last long enough to present a free hydroxyl (O-H) infrared spectrum [1687]. Many hydrogen bonding definitions involve theoretically unsupported sharp cutoffs separating hydrogen-bonded from non-bonded molecules. Often these involve considerable transient breakage, which should be treated as an artifact of the definition employed [2417]. [Back]


c2 Other workers use more generous parameters; for example, in [848], the hydrogen bond length must be less than 3.50 Å and the bond angle greater than 120°, whereas others suggest hydrogen bonding based on nearest neighbors [1432]. The importance of choosing a correct definition for the hydrogen bonds has been examined [1240]. The simple distance criterion of 2.50 Å for the H····O distance was found very useful and cheapest in computational terms whereas methods based on energy proved poor. Adding further criteria, such as the bond angles, proved of marginal use [1240]. Six different hydrogen bond definitions are described in [1555] where they all gave the same qualitative picture of the spectroscopy. Using simulations, it has been proposed that purely geometric and energetic definitions are inaccurate as they may overestimate the connectivity and lifetime of hydrogen bonds and cannot distinguish improper relative orientations [1335]. Such overestimates may, however, be balanced by underestimates due to the cut-off parameters.

The difference between the O-H and H····O bond lengths has also been suggested where water's hydrogen bond gives a difference with fluctuations around 0.75 Å (with bond angles ~155° - 180°) and the bond can be considered broken with O-H H····O bond length differences varying with the bond angle (180° 1.67 Å; 135° 1.53 Å; 90° 1.40 Å), or more simply for hydrogen bonds of significant strength (covering about 99% of water hydrogen bonds) as where the O-H H····O bond length difference is less than 1.25 Å [2025]. Some of the methods for defining water's hydrogen bond have been compared and reviewed [2028]. [Back]


d There is still some controversy surrounding this partial covalency with both for (for example, [411] gives the 3a1 orbital as most responsible for the hydrogen bonding via orbital mixing), against (for example, [437] favors 'antibonding' rather than bonding due to the charge transfer) and neutral [438] in the recent literature. If the water hydrogen bond is considered within the context of the complete range of molecular hydrogen bonding then it appears most probable that it is not solely electrostatic [447]; indeed the dissociation of water, the formation of the symmetrical 'Zundel' H5O2+ ion, the continuous transformation of ice VII to ice X and the lower ionization potential for liquid water relative to water vapor would all seem to indicate a continuity of electron sharing between water molecules. Although N-H····N and N-H····O hydrogen bonds are known to be weaker than the O-H····O hydrogen bonds in water, there is clear evidence for these bonds' covalent natures from NMR. In nucleic acids, inter-nucleotide N-H····N coupling (2JNN, using 15N nuclei) confirms some covalent nature in the N-H····N hydrogen bond [779]. Also, 3-bond NMR (3JNC) splitting has been found through peptide N-H····O=C hydrogen bonds in proteins, confirming some covalent nature in the N-H····O hydrogen bond [780]. A quantitative relationship between the calculated covalency of hydrogen bonds in liquid water and the experimental anisotropy of the proton magnetic shielding tensor has been established. This has enabled the estimation of 0.01 e- electron transfer between the hydrogen-bonded water molecules with associated stabilization energy of 15 kJ mol-1 due to this charge transfer [2437]. The current definition for a hydrogen bond (see h below) involves the necessity of evidence for bond formation which necessarily requires electron delocalization. Such electron delocalization in the water dimer has been estimated to involve a charge transfer of 0.0146 e- [2202]. [Back]


e The O-H vibrational frequency does not follow the O····O hydrogen bond length exactly due to dispersion of the hydrogen bond O-H····O angle [439]. [Back]


f However note that some hydrogen bonds may distort a hydrogen bonded cluster such that when such a bond breaks the detached cluster may form a more optimum tetrahedrally bonded arrangement with lower energy and thus reclaiming some or most of the energy lost by bond breakage. [Back]


g The interpretation of the structure of water in terms of strands and rings of doubly-linked hydrogen-bonded molecules [613] was not confirmed by a Compton scattering study [1083] where the data was consistent with 3.9 hydrogen bonds (Roo3.2Å) around each water molecule, and has been disputed by another X-ray absorption spectroscopic study [690a], which presents a case for the 'non-, or only weakly, bonded O-H groups' to form the majority of O-H groups present and that these groups are more strongly bonded. Also, Bowron challenges the above interpretation (that is, [613]) in the Discussion included in [746] and a Raman study supports the fully tetrahedrally hydrogen bonded model [875]. This dispute was thought to have been resolved by an ab initio molecular dynamics study [832] that shows 170 fs fluctuations of 2.2-fold strength between the two donor hydrogen bonds from each water molecule whilst the overall geometric connectivity is retained, in line with the hypothesis first presented above. However this study [832] has attracted serious criticism [1159], leaving its conclusions seemingly unproven. Recent ab initio calculations of the x-ray cross section of liquid water shows only 20% broken hydrogen bonds are present [1059], other ab initio calculations show primarily tetrahedral coordinated water molecules [1654] and a novel force field for water, developed from first principles, gives 3.8 shared tetrahedrally coordinated hydrogen bonds per water molecule [1189]. Also, an ab initio quantum mechanical/molecular mechanics molecular dynamics simulation study shows that although the time averaged hydrogen bonding is about four shared hydrogen bonds per water molecule, the instantaneous value is significantly lower at about 2.8 shared hydrogen bonds per water molecule [922]. Tetrahedrally-coordinated water seems most accepted at the present time [2095], but it is clear that a mixture of a minority of higher (4-linked) and a majority of lower (2-linked) hydrogen bond coordinated water can be fitted equally well with the experimental data [1350]. [Back]


h A recent historical review of hydrogen bonding is available [1950]. The hydrogen bond in water was first suggested by Latimer and Rodebush in 1920 [789]. Hydrogen bonds are different from van der Waals dispersion interactions, but this difference is blurred in some instances. The key to the difference is that hydrogen bonding usually involves partial covalent bond formation and a mutual penetration of atoms within their van der Waals radii. The IUPAC definition is 'The hydrogen bond is an attractive interaction between a hydrogen atom from a molecule or a molecular fragment X–H in which X is more electronegative than H, and an atom or a group of atoms in the same or a different molecule, in which there is evidence of bond formation.' [1702]. The most important criteria for a hydrogen bond are: (i) the H in the X–H group is more electropositive than X and (ii) the physical forces involved in hydrogen bonding should include attractive electrostatic forces, i.e. it should not be primarily dispersive forces [1461]. Recently, it has been suggested that the definition be broadened somewhat [2381] to include its dynamic nature, such that hydrogen bonds may form due to molecular vibrations and not necesarily within the structural potential energy minimum.


Hydrogen bonds in other molecules, such as DNA, also possess considerable covalent character [1867]. [Back]


i The van der Waals dispersive attraction has been estimated as high as about 5.5 kJ mol-1 [548] based on isoelectronic molecules at optimal separation, but is likely to be repulsive within a hydrogen bond due to the close contact (see for example, [736]). Separating the hydrogen bond components, as below, helps our understanding, although in reality these components are combined.




++ electrostatic attraction

long range interaction (< 30 Å) based on point charges, or on dipoles plus quadrupoles, and so on. They may be considered as varying with distance-1.

++ polarization attraction

due to net attractive effects between charges and electron clouds (< 8 Å), which may increase cooperatively dependent on the local environment. They may be considered as varying with distance-4. This net attractive effect may contain a small repulsive element due to slightly increased electron cloud overlap.

+   covalency attraction

highly directional and increases on hydrogen bonded cyclic cluster formation. It is very dependent on the spatial arrangement of the molecules within the local environment (< 6 Å)

+   dispersive attraction

interaction (< 6 Å) due to coordinated effects of neighboring electron clouds. They may be considered as varying with distance-6.

--  electron repulsion

very short range interaction (< 4 Å) due to electron cloud overlap. They may be considered as varying with distance-12.

Hydrogen bond contributions



j In an unstrained tetrahedral network (such as ice Ih) only the six structures below can arise with no structures at intermediate angles. The hydrogen bond energy depends particularly on the angle of rotation around the hydrogen bond, as below, due to the interaction between the molecular dipoles. Note that the hydrogen bonds in the structure pairs (a) and (e), and (b) and (d) have identical energies. In ice Ih with no net dipole moment, the configurations with extreme cis/trans ratios have 56.3% cis (i.e. a+e+f) or 64.7% trans (that is, b+c+d) but the calculated difference in energies was only 0.12% (0.06 kJ mol-1) [858]; much lower than the expected (several kJ mol-1) difference in energy between the limiting trans and cis structures c and f. As a, c and e involve protons in hydrogen bonds parallel to the c-axis, their increased strength relative to b, d and f may be causative to the (0.3%) shortened c-axis in the ice Ih unit cell.




k The approximate bond energies (kJ mol-1) as derived from DO-H····OD2 in D2O [1932]. The steps in H2O are likely to be closer to 5 kJ mol-1. [Back]


l The tetrahedral angle is 180-cos-1(1/3)°; 109.47122° = 109° 28' 16.39". Tetrahedrality (q, the orientational order parameter) may be defined as

, where ψjk is the angle formed by lines drawn between the oxygen atoms of the four nearest and hydrogen-bonded water molecules [169]. It equals unity for perfectly tetrahedral bonding (where cos(φjk) = -1/3) and averages zero (±0.5 SD) for random arrangements, with a minimum value of -3. The density order parameter is described elsewhere and these and other geometric order parameters characterizing the local structure of liquid water and its tetrahedral arrangement have been described and compared. [Back]


출처: <http://www1.lsbu.ac.uk/water/water_hydrogen_bonding.html>

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 2. 액체


 [1] 액체의 일반적 성질

  (1) 기체에 비해 압력이나 온도의 변화에 의한 부피변화가 적다.

     (예) 0물   100물 ; 부피변화 2%

         100물   100수증기 ; 부피 1600배 증가. 분자간의 거리 -12배 증가

  (2) 형체 있고 유동성 있어 그릇의 모양에 따라 모양이 변함.

  (3) 분자간의 집합상태가 조밀하여 확산속도가 기체에 비해 느림.

  (4) 분자운동 ; 느린 병진운동, 회전운동(액체의주운동), 진동운동.






   (5) 증발과 증발열

  (가) 증발 ;액체 표면의 분자 외부로 튀어나와 기체로 되는 현상.

  * 증발 - 액체 표면에서 일어나고

              온도가 높고 표면적이 클수록 증발이 쉽다



 (나) 증발열 ; 액체 1g를 증발시키는 필요한지.(cal/g)

   * mol 증발열 :일정온도에서 1mol의 액체를 완전히

     기체로  만드는데 필요한 에너지 (Kcal/mol)

 (예) 물의 증발열 : 539 cal/g

       물의 mol 증발열 ; 539 cal/g × 18g = 9700 cal/mol

   ① 비슷한 분자는 분자량이 크면 ; 몰 증발열이 크다

   ② 비슷한 분자량인 물질 ; 분자간의 인력이 강하면 크다

     (즉, 비휘발성이 강할수록 몰 증발열이 크다)

   ③ 몰 증발열이 크면 b.p가 높다.



   [2] 증기압과 끓는점

  (1) 액체의 증기압 : 밀폐된 용기 내에서 액체를 증발하면 일정시간 경과 후

                             액체는 더 이상 증발되지 아니함

    ① 동적 평형상태 : 액체의 증발 속도 = 기체의 액화속도인 상태

                             ( 외관상 증발이 일어나지 않는 것처럼 보임)

    ② 증기압 ; 동적 평형 상태에서 증기가 나타내는 압력.

     ※ 증기압 ; 동일 물질 일 때 - 온도 높으면 증기압

                      동일 온도에서 - 휘발성 크면 증기압


  (2) 증기압 곡선 ; 온도와 증기압간의 상관 관계 그래프



  (3) 액체의 끓음과 끓는점

    (가) 끓음 ; 액체를 가열하면 일정온도에 도달  액체 표면뿐만 아니라 내부 어느곳에서도

                   증발이 일어나는 현상


    (다) 기준 끓는점 ; 대기 압력이 1atm일때 증기압도 1atm인 온도   

    ※ 몇 가지 물질의 끓는점과 몰 증발열

물질 이름



몰 증발열(kJ/mol)






























출처: <http://www.chemmate.com/chem2/4/4-1-2.htm>

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상태와 변화2016. 9. 2. 15:32



1. Cavitation 현상이란


    펌프 내부에서 액체가 기화되는 압력까지 저하되는 부분이 있을 때

    액체가 기화되면서 공동이 생겨 펌프의 능력 저하와 손상을 가져오는 현상


2. Suction cavitation


    Suction side 에서의 cavitation은 주로 낮은 압력이나, 진공상태일 때 자주

    일어나는데, impeller eye에서 기포가 생기어 이것이 Discharge 쪽으로

    나가면서 다시 압력상승으로 인해 기포가 다시 액화되면서 강력한 폭발을

    나타낼 때 생기는 현상이다, 물론 이때 impeller 표면에 손상을 주기도 한다.



3. Discharge cavitation


    Discharge cavitation은 Discharge 쪽에서 과도한 압력이 발생할 때 생기는 데,

    이것은 impeller를 통과하는 물의 양이 순간적으로 늘어나면서 Discharge쪽

    으로 나가면서 속도가 빨라지게 되고, 이순간에 진공상태가 되면서 기포가 발생된다.

    보통 이런 조건은 BEP가 10%이하 일 때 발생한다. 물론 이때도 impeller vane과

    cut water 쪽에 손상을 준다.


원본 위치 <http://www.chemeng.co.kr/site/bbs/board.php?bo_table=xstudy3&wr_id=44&page=3>


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증기압 [蒸氣壓, vapor pressure]

액체 내부의 분자들은 일정한 에너지를 가지고 운동하고 있으며, 분자간에는 인력이 작용하고 있다. 일반적으로 액체 표면에 위치하는 분자들은 액체 내부에 있는 분자들에 비해서 분자간 인력이 약하다. 일부 더 높은 에너지를 가지고 운동하는 분자들의 경우에는 액체로부터 떨어져 나와서 기체 상태가 되기도 하는데, 이러한 과정을 증발(vaporization)이라고 한다.


증발 [蒸發, vaporization]

증발(蒸發)은 액체 표면의 원자나 분자가 끓는점 미만에서 기화하는 현상으로 액체의 표면에서 일어나는 기화현상을 증발(vaporization)이라고 한다. 다시 표현하면 액체 표면의 분자 중에서 분자 간의 인력을 극복할 수 있을 만큼 에너지가 높은 입자들이 분자간의 인력을 끊고 기체상으로 튀어나와 기화되는 것을 증발이라고 한다. 또한, 액체 내부로부터 기포가 발생하면서 생기는 기화 현상인 '끓음'은 끓는점에서 일어나기 시작하지만 증발은 끓는점보다 낮은 온도에서도 일어난다. 이 때 증발되고 남은 액체는 증발열의 방출로 열을 빼앗겨 평균 운동 에너지가 낮아져 온도가 내려간다. 따라서 외부에서 증발 과정에서 잃어버린 만큼의 열량이 보충되어야만 증발이 계속 일어날 수 있다. 증발이 일어날 때 주변이 시원해지는 것은 증발 과정에서 열의 흡수가 일어나기 때문이며 이때 흡수되는 열은 숨은열(latent heat)이며 이 열을 증발열(heat of vaporization)이라 한다.


증기압(vapor pressure)

증기압(vapor pressure)는 액체 또는 고체에서 증발하는 압력으로, 증기가 고체나 액체와 동적 평형 상태에 있을 때의 포화증기압을 말한다. 즉, 증기가 고체 또는 액체와 평형상태에 있을 때의 포화증기압을 말한다. 다른 표현으로는 증발속도와 응축속도가 같아 동적 평형을 이루고 있을 때 외부의 증기가 갖는 압력을 증기압(vapor pressure)라고 한다.

다시 설명하면 액체 분자들의 분자간에는 인력이 작용하고 있으나 액체의 분자들은 일정한 에너지를 가지고 운동하고 있으므로 액체 내부의 분자들에 비해 분자간 인력이 약한 표면에 있는 분자들의 일부가 기체상태로 된다. 이렇게 증발된 기체 중 일부가 에너지를 잃고 다시 액체상태로 되는 응축(condensation)이 일어난다. 이와 같이 증발이 일어나면 일부 액체 분자들은 기체상태가 되고 기체상태가 된 기체분자 중 일부는 다시 액체상태로 되돌아 가는 과정이 반복된다. 계속 증발이 일어나게 되면 기체상태로 존재하는 분자들의 수가 증가하게 되고 이로 인하여 기체상태의 분자들이 액체로 응축(condensation)되는 속도도 증가하게 되어 충분한 시간이 지난 후에는 증발속도와 응축속도가 같아지게 된다. 이러한 상태가 되면 겉으로 보기에는 아무런 변화가 없는 것처럼 보이지만, 이는 증발하는 분자 수와 응축하는 분자 수가 같기 때문에 나타나는 현상으로 실제로는 증발과 응축이 계속 일어나고 있는 상태이다. 이 상태를 동적 평형 상태(dynamic equilibrium state)라고 하며 이 상태의 증기압력을 증기압(vapor pressure) 이라고 한다.

같은 물질이라도 온도가 높아지면 증기압이 높아진다. 증기압은 다른 표현으로는 증기장력(蒸氣張力)이라고도 한다. 증기압은 어떠한 액체의 증발속도와 관련이 있기 때문에, 실온 상태에서 증기압이 매우 높은 액체상태의 물질은 휘발성을 갖는 물질이라고 표현되기도 한다. 예를 들면 액체 표면에서는 끊임없이 기체가 증발하는데, 밀폐된 용기의 경우 어느 한도에 이르면 증발이 일어나지 않고, 안에 있는 용액은 그 이상 줄어들지 않는다. 그 이유는 같은 시간 동안 증발하는 분자의 수와 액체 속으로 들어오는 기체분자의 수가 같아져서 증발도 액화도 일어나지 않는 것처럼 보이는 동적 평형 상태가 되기 때문이다. 이 상태에 있을 때 기체를 그 액체의 포화증기, 그 압력을 증기압(포화증기압)이라 한다. 개방된 용기 속에 있는 액체가 증발을 계속하는 것은 액체와 접하는 물질이 포화증기압에 이르지 못하기 때문이다. 증기압은 같은 물질이라도 온도가 높아짐에 따라 더욱 커진다.

증발과 증기 압력은 분자간 인력과 온도라는 두 가지 요인에 의해 영향을 받는다. 분자간의 인력이 강할수록 인력을 극복하기 어렵기 때문에 증발이 잘 일어나지 않지만, 온도가 높을수록 분자들의 평균 운동 에너지가 커져서 더 쉽게 분자들간의 인력을 극복할 수 있기 때문에 증발이 잘 일어난다. 증기 압력은 용기의 크기나 모양에 무관하고, 액체와 기체가 공존하는 한 같은 온도에서는 같은 증기 압력을 나타낸다.

에틸렌(C2H4, 28 g/mol), 디메틸에테르(CH3OCH3, 46 g/mol), 디에틸에테르(C2H5OC2H5, 74 g/mol), 디페닐에테르(C6H5OC6H5, 170 g/mol)는 극성이 작은 분자들이기 때문에 분산력이 주된 분자간 인력이다. 에틸렌, 디메틸에테르, 디에틸에테르, 디페닐에테르로 갈수록 분자량이 증가하기 때문에 분자간 인력이 더 강해진다. 이로 인해 에틸렌에서 디페닐에테르로 갈수록 같은 증기압을 나타내기 위해서는 더 높은 온도가 필요하다. 물의 경우 분자량이 18 g/mol 에 불과하지만 수소 결합을 하고 있기 때문에 분자간 강한 상호 작용을 하여, 물보다 분자량이 큰 에틸렌, 디메틸에테르, 디에틸에테르 보다도 증기 압력 곡선이 더 오른쪽에 위치해 있다. 이 물질들의 증기압은 다음의 그림으로 설명할 수 있다.

분자간의 인력 : C2H4 〈 CH3OCH3, 〈 C2H5OC2H5, 〈 H2O 〈 C6H5OC6H5,

증기압력 : C2H4 〉 CH3OCH3, 〉 C2H5OC2H5, 〉 H2O 〉 C6H5OC6H5

위의 그림에서 모든 물질들이 온도가 증가하면 증기 압력이 증가하는데, 이를 통해서 증기 압력의 온도 의존성을 확인할 수 있으며, 같은 온도에서는 분자간 인력이 강할수록 증기 압력이 낮으며, 같은 물질에서는 온도가 증가할수록 증기 압력이 증가한다는 것을 알 수 있다.

증기 압력을 측정하는 방법은 다음의 그림과 같이 하여 측정할 수 있다.

위의 그림 (나)와 같이 플라스크 내부를 진공 상태로 만들고 수은관의 양쪽 높이가 같도록 유지한다. 그 뒤 증기 압력을 측정할 액체를 주입하면 액체가 증발하면서 생겨난 증기의 압력으로 인해 수은 기둥이 밀려 올라가게 되는데, 액체와 기체가 상평형에 도달하게 되면 (다)와 같이 수은 기둥은 더 이상 올라가지 않게 된다. 이때 양쪽 수은 기둥의 높이 차이를 구하면 액체의 증기 압력을 알 수 있다.


동적 평형 상태

액체 또는 고체 상태의 물질 표면에서는 끊임없이 분자가 기체 상태로 증발하는데, 밀폐된 용기에서는 어느 한도에 이르면 증발이 일어나지 않고, 안에 있는 용액은 그 이상 줄어들지 않는 것처럼 보인다. 그 이유는 같은 시간 동안 증발하는 액체나 고체 분자의 수와 응축되는 기체분자의 수가 같아져서 증발도 응축도 일어나지 않는 것처럼 보이기 때문이며, 이 상태를 동적 평형 상태라 하고, 이 상태에 있을 때 기체를 그 액체의 포화증기, 그 기체의 압력을 증기압(포화증기압)이라 한다. 개방된 용기 속에 있는 액체가 증발을 계속하는 것은 액체와 접하는 물질이 포화증기압에 이르지 못하기 때문이다.



액체가 담긴 용기가 폐쇄공간에 있을 때는 갇힌 기체 분자수가 늘어날수록 액체 표면과 충돌해서 액체 상태로 되돌아가는 확률이 점점 높아지고 따라서 증발과 액화가 같은 속도로 일어나는 일정한 평형상태에 도달하게 된다. 이 평형 상태에서의 증기 압력을 포화증기압 또는 증기압(vapor pressure)이라 하며 이것은 액체가 증발되는 정도를 나타낸다. 증기압이 큰 물질은 잘 증발되며 증기압이 큰 물질을 일반적으로 휘발성 물질이라 한다. 20 ℃에서 휘발성이 약한 물의 포화증기압은 18 mmHg 이지만 휘발성이 큰 디에틸에테르와 같은 물질은 442 mmHg의 증기압을 나타내 큰 차이를 보인다.


액체 물질의 휘발성

일정 온도에서 대부분의 액체는 증발하여 증기가 나오는 과정과 증발한 기체가 다시 응축되어 액체가 되는 과정이 동시에 일어나고 있다. 닫힌 용기에서 증발속도와 응축속도가 같아지면 증기와 액체가 동적 평형을 이루었다고 하며 이때의 압력을 증기압 또는 포화증기압 이라고 한다. 즉, 증기압이 크다는 것은 액체의 표면에서 증발이 더 잘 일어남을 말하고 이때 '이 물질은 휘발성이 크다'고 한다. 예를 들어, 25 ℃에서 메탄올의 증기압은 122.7 Torr, 벤젠은 94.6 Torr, 에탄올은 58.9 Torr, 물은 23.8 Torr, 수은은 0.0017 Torr이다. 이 다섯 개의 휘발성을 비교하면 메탄올이 가장 크고 이어서 벤젠, 에탄올, 물, 수은의 순서이다. 액체들의 증기압이 다른 까닭은 분자 간의 힘이 다르기 때문이며, 일반적으로 극성이 없고 분자량이 작을수록 분자 간의 힘이 약하여 쉽게 증발하게 된다.



















상(, phase)

물리학에서 상(, phase)은 일정한 물리적 성질을 가지는 균일한 물질계를 말한다. 물질의 상태 가운데 고체, 액체, 기체가 대표적이다. 그 밖에도 플라즈마, 액정, 초유체, 초고체, 자석 등도 물질의 상이다.


1. 상의 종류

상이란 기본적으로 고체, 액체, 기체와 같이 물질이 갖는 여러 가지 상태를 말한다. 이러한 상은 기본적으로 여러 가지 거시적 성질을 보면 구별할 수 있다. 예를 들어, 흐를 수 있는지에 따라 고체와 유체로 상을 구별할 수 있고, 유체도 용기에 담았을 때 날아가 버리는지, 고이는지에 따라 액체와 기체로 구별할 수 있다. 어떤 물질의 경우엔 고체, 액체, 기체와 같이 단순하게 몇 개의 상만 있는 것이 아니라 더 많은 여러 종류의 상을 갖기도 한다. 예를 들어 탄소의 경우, 잘 알려진 상으로 다이아몬드와 흑연이 있다. 두 결정은 모두 균일하고, 일정한 물리적 성질을 갖고, 같은 종류의 원자로 구성되어 있고, 고체의 성질을 갖지만, 결정구조가 다름으로 인해 다른 물리적 성질이 생기게 된다. 위의 상들은 기본적으로 온도와 압력의 변화를 통해 얻어지는 상들이지만, 다른 변화를 줌으로써 생기는 변화에 대해서도 여러 가지 상을 정의할 수 있다. 예를 들어, 외부에서 주는 자기장과 온도의 변화에 따라 초전도상태를 갖는 물질은 초전도상태와 보통 상태 두 가지로 나눌 수 있고, 강자성의 방향이 위쪽 또는 아래쪽이 되는 두 가지 상으로 구별할 수도 있다.

일반적으로, 이러한 상들의 경계는 거시적 물리량들이 불연속적으로 변화하는 구간을 통해 상의 경계를 정의할 수 있다.



위의 그림에서와 같이 물은 대기압 근처에서 얼음, 물, 수증기 세가지 상을 가진다.


다음의 그림은 물질의 상태를 구분하여 나타낸 것이다.


2. 상전이(相轉移, phase transition)

열역학 또는 통계물리에서 상전이(転移, phase transition) 또는 상 변화, 상 바뀜(相變化, phase

change)은 열역학적인 방법으로 한 상에서 다른 상으로 바뀌는 것을 뜻한다. 열역학적인 변수(온

도 등)를 바꾸어주면 상이 바뀌며, 이때 보통 어떤 물리적 성질(예를 들면 점성, 비열 등)이 급격하

게 바뀐다.

철은 고체, 물은 액체, 공기는 기체라고 하듯이 물질의 종류에 따라 각각의 상태가 정해져 있는 것이 아니라, 이들 상태는 온도 등의 조건에 따라 변화한다. 예를 들면, 물은 보통 액체이지만 이것을 가열하면 증발하여 수증기(기체)가 되고, 냉각시키면 얼어서 얼음(고체)이 된다. 이와 같이 물은 고체·액체·기체의 3가지 상태로 변화하는데, 이와 마찬가지로 다른 많은 물질도 3가지 상태로 변화한다. 철도 용광로에서 볼 수 있는 바와 같이 강하게 가열하면 액체가 된다. 그리고 조건에 따라서는 기체로도 된다. 또, 공기는 보통 기체이지만 압력을 가하고 냉각시키면 액체가 되고, 고체로도 된다. 이와 같이, 철이나 공기는 조건에 따라 고체·액체·기체의 어떤 상태로도 될 수 있다. 그러나 물질에 따라서는 3가지 상태로 변하지 않는 것도 있다. 예를 들면, 설탕은 가열하면 녹아서 액체가 되지만, 더욱 가열하면 증기로 되지 않고 분해하고 만다. 종이는 액체가 되는 일도 없이 분해하고 만다. 이와 같이, 물질 중에는 3가지 상태로 변하는 것과 변하지 않는 것이 있다. 또, 어떤 물질이든 고체로는 되지만 물질에 따라서는 액체나 기체가 되지 않는 것도 있다. 고체가 액체로 변하는 일을 '용융' 또는 '융해'라 하고, 액체가 기체로 변하는 것을 '증발' 또는 '기화'라고 한다. 반대로 기체가 액체로 변하는 것을 '응결' 또는 '액화'라 하고, 액체가 고체로 되는 것을 '응고'라고 한다. 물질의 고체·액체·기체 상태를 상(phase)이라 부르기도 한다. 얼음은 물의 고체상이고, 수증기는 물의 기체상이며, 실온에서의 물은 액체상이다. 또한, 고체가 용융하거나 기체가 응결하는 등의 변화를 상 변화라고 한다. 나프탈렌이나 장뇌는 가열하면 액체가 되지 않고 직접 고체에서 기체로 된다. 또, 기체가 액체로 되지 않고, 직접 고체로 되는 것도 있다. 이러한 현상을 어느 쪽이나 '승화'라고 한다. 승화의 예로는 이들 외에 아이오딘이 잘 알려져 있으며, 물에도 승화하는 성질이 있다. 0℃ 이하의 기온이 계속될 때 쌓인 눈이 녹지 않으면서도 줄어드는 것은 승화에 의한 것이다. 그런데 얼음을 가열하면 0℃에서 녹아 물이 되고, 더욱 가열하면 1 기압 하에서는 100℃에서 끓어서 수증기가 된다. 이와 같이 물질 중에는 고체가 액체로 되는 온도와 액체가 1 기압 하에서 기체로 되는 온도가 분명히 정해져 있는 것이 많다. 이 온도를 각각 녹는점(melting point), 끓는점(boiling point)이라고 한다. 반대로 기체가 액체로 변하는 온도를 액화 온도, 액체가 고체로 변하는 온도를 어는점(freezing point)이라고 한다. 녹는점과 어는점, 끓는점과 액화온도는 각각 같은데, 이 온도를 경계로 하여 상태가 변하는 것이다. 1 기압 하에서 승화하는 온도는 '승화점'이라고 불린다.

끓는점에 대하여 예를 들어 다음과 같이 설명할 수 있다.

대기압(1 기압) 상태에서 물을 가열하여 서서히 온도를 높이게 되면 물 내부에서는 기포가 생성되고, 그 기포 안에는 수많은 기체분자들이 운동을 하고 있으며 그로 인하여 그 기체들의 압력이 형성 된다는 것을 기체분자 운동론으로부터 알 수 있다. 그러나 이 기포 안의 기체압력이 대기압보다 작을 때는 내부에서 생성된 기포들은 터지게 되므로 기포 안의 기체압력이 대기압보다 낮을 때는 기포가 생기지 않는다. 계속해서 온도를 올리게 되면 역시 기포가 생기는데 이때의 기포 안의 기체분자들의 운동은 처음보다 더욱 빨라지게 되고 기포 안의 기체압력은 높아지게 된다. 이렇게 계속 온도를 올리게 되면 기포 안의 기체압력이 대기압과 같이 되었을 때부터 기포는 터지지 않고 표면으로 올라와 기포내의 기체는 물 밖으로 나와 물 밖에서 압력을 형성하게 되며 이 압력이 바로 그 온도에서의 증기압력이 된다. 이와 같이 증기압력이 대기압과 같아져서 물 내부에서도 기화가 일어날 때의 온도를 끓는점(boiling point)이라고 한다.


3. 상평형 그림(phase equilibrium diagram)

열린 계에서는 물이 계속 증발하여 물이 다 없어질 때까지 변화가 계속되지만, 닫힌 계에서는 얼

마 후 증발을 멈추고, 일정 온도 아래에서는 그 이상 상태의 변화가 일어나지 않는다. 이때, 물과 수증기의 계는 평형 상태에 있다고 하고. 이와 같이 평형 상태에 있는 증기를 포화 증기, 그 압력을 포화 증기압이라고 한다. 여기서 온도를 높이면 물은 수증기로 변하고 수증기의 양이 증가하여 그 압력이 증가한다. 반대로 온도를 내리면 수증기는 물로 변하고, 수증기의 양이 감소하여 그 압력도 감소한다. 또, 얼음이 승화하여 수증기로 되거나 수증기가 승화하여 얼음이 될 때도 얼음과 수증기 사이에는 위와 같은 관계가 성립된다. 또한, 얼음과 물은 0 ℃에서 함께 존재할 수 있는데, 그 이하의 온도에서도 압력을 낮추면 얼음이 약간 녹아서 액체인 물이 된다는 사실도 알려져 있다. 즉, 얼음과 물이 함께 존재하는 온도도 압력에 따라 달라진다. 따라서, 물의 응고점(어는점)인 0 ℃나 끓는점인 100 ℃는 모두 1 기압에서의 온도이고, 압력이 증가하면 응고점은 내려가고 끓는점은 올라간다. 이와 같은 상태의 변화와 온도나 압력과의 관계를 알아보기 위해 세로축에 압력, 가로축에 온도를 나타내는 그래프를 그리면 그림과 같이 된다. 이 그래프를 상 평형 그림이라고 한다.

상평형 그림이란 특정 온도와 기압 등의 세기변수 하에서 물질의 상 사이의 평형상태를 나타낸 도표로 특정한 상태에서 물질이 어떤 상을 가지게 되는지를 나타낸다. 주로 증기 압력 곡선, 승화 곡선, 융해 곡선의 세 곡선으로 이루어져있으며 그 물질의 삼중점과 임계점이 나타나있다. 상평형 그림의 세로축은 포화 증기압 또는 동적 평형 상태 에서의 증기압을, 가로축은 온도를 나타내게 된다.

다음의 그림은 일반적인 상평형 그림으로 붉은 선은 승화 곡선, 파란 선은 증기 압력 곡선, 녹색 실선은 일반적인 형태의 융해 곡선을 나타낸다. 녹색 점선은 물의 융해 곡선이다.



그림에서 AT는 얼음과 수증기가 함께 존재할 수 있는 압력과 온도를 나타내고 BT는 물과 얼음이 함께 존재할 수 있는 압력과 온도를 나타낸다. 또 CT는 물과 수증기가 함께 존재할 수 있는 온도를 나타낸다. T점의 압력과 온도에서는 얼음과 물과 수증기가 동시에 안정하게 존재할 수 있으므로 이것을 '삼중점'이라고 한다. 삼중점의 압력은 수증기압으로 4.58mmHg(높이 4.58mm의 수은주가 나타내는 압력) 온도는 0.0075℃이다. 이 그래프는 얼음·물·수증기 사이의 평형을 나타내고 있으므로 공기는 고려하지 않은 것이다. 보통 물의 응고점은 760mmHg의 대기압 아래에서 0℃이므로, 삼중점의 값과는 좀 다르다. 또, 물을 서서히 냉각시키면 삼중점 이하로 내려가도 얼음이 되지 않고 액체 상태를 얼마 동안 유지한다. 이것을 과냉각 상태라고 하는데, 이 상태는 안정된 상태가 아니며, 휘젓거나 작은 얼음덩어리를 넣으면 금방 전체가 얼고 만다. 물뿐만 아니라 3가지 상태를 분명히 나타내는 물질에 대해서는 이러한 상평형 그림을 각각 그릴 수가 있다


1) 증기 압력 곡선

증기 압력 곡선이란 일정 온도에서 액체의 증기압을 나타낸 곡선으로, 동적 평형 상태에서의 증기

압과 외부 압력(대기압)이 같을 때 액체가 끓기 때문에 특정 압력에서의 물체의 끓는점을 나타내

기도 한다. 증기 압력 곡선 위의 어느 한 점에 해당하는 온도, 기압 하에서 그 물질은 액체와 기

가 공존하게 된다. 증기 압력 곡선에는 상한이 있으며, 이 점을 임계점 이라 한다.


2) 융해 곡선

융해 곡선은 특정 기압에서 물체의 녹는점을 표시한 그래프이다. 융해 곡선 위의 어느 한 점에서

물질의 상은 고체와 액체가 공존하게 된다. 증기 압력 곡선에서는 상한점이 발견되었지만, 융해곡

선에도 상한이 있는가는 아직 밝혀지지 않았다. 일반적으로 압력이 높아질수록 녹는점은 높아지게

된다. 즉, 융해 곡선은 양의 기울기를 가진 곡선이다. 하지만 예외적으로 물의 융해 곡선은 음의

기울기를 가진다.

3) 승화 곡선

일정 온도에서 고체의 증기압을 나타낸 곡선으로, 삼중점 이하에서만 존재한다. 액체의 증기 압력

곡선과 마찬가지로 고체의 증기압과 외부 압력이 같은 온도가 고체의 승화점이기 때문에 특정 기

압에서의 승화점을 나타내기도 한다.


4) 상평형 그림에서의 구획

융해곡선과 승화곡선의 사이에서 물질은 고체로 존재하게 되며, 융해곡선과 증기 압력 곡선 사이

에서 물체는 액체로 존재하게 된다. 마찬가지로 승화곡선과 증기 압력 곡선의 사이에서 물체는 기

체의 상을 가지게 된다. 각 곡선은 구획 간의 점이 지대로써 두 상이 공존하게 된다.


5) 삼중점(triple point)

삼중점이란 증기 압력 곡선, 융해 곡선, 승화 곡선이 만나는 지점으로, 삼중점에서 물질은 고체,

액체, 기체의 상을 모두 가지게 된다. 승화곡선은 삼중점 이하에 존재하므로, 삼중점보다 낮은 압

력에서 물질은 과냉각 상태일 때를 제외하고 액체의 상을 가질 수 없다.


6) 임계점(critical point)

임계점이란 증기 압력곡선의 상한 점을 나타낸다. 임계점 이상에서 증기 압력 곡선은 더 이상 그

려질 수 없으며, 물질은 액체인지 기체인지 구별이 모호한 상태가 되게 된다. 임계점 이상에서의

물질, 즉 초임계 유체는 기체의 확산성과 액체의 용해성을 가지는 유체이며, 중금속을 녹이기도



4. 임계 온도와 임계 압력

액체인 물은 1기압 100℃에서 수증기로 변한다. 따라서 1기압하에서는 100℃ 이상의 온도에서 액체인 물은 존재하지 않는다. 100℃ 이상의 온도에서 물을 액체 상태 그대로 유지하려면 압력을 가할 필요가 있다. 압력을 가해서 218.3기압이 되면 물의 끓는점은 374.2℃가 된다. 그러나 그 이상의 온도가 되면 압력을 계속 가해도 물은 더 이상 액체 상태를 유지하지 못한다. 이 온도를 물의 임계 온도라 하고, 이때의 압력을 임계 압력이라고 한다. 공기는 1기압에서는 아무리 온도를 내려도 액체가 되지 않는다. 온도를 -140.7℃로 내리고 37.2기압보다 큰 압력을 가하면 비로소 액체가 된다. 즉, 공기의 임계 온도는 140.7℃이고, 임계 압력은 37.2기압이다. 이 이하의 온도에서는 더 낮은 압력을 가해도 액체가 된다.


5. 상태의 변화와 에너지

얼음을 녹이려면 열을 가해서 온도를 높여야 하고, 물을 얼리려면 열을 빼앗아 온도를 내려야 한다. 이와 같은 상태의 변화와 열의 출입 관계를 알아보기로 하자.

1) 흡열 변화와 발열 변화

얼음을 물로 변하게 하거나 물을 얼음으로 변하게 하는 경우와 같이, 고체―→액체―→기체의 변화는 열을 흡수하는 변화, 즉 흡열 변화(吸熱變化)이다. 이때 흡수되는 열은 물질의 내부에 에너지로서 저장된다. 이와는 반대로, 수증기를 물로 바꾸거나 물을 얼음으로 바꾸는 경우와 같이, 기체―→액체―→고체의 변화는 열을 방출하는 변화, 즉 발열 변화(發熱變化)이다. 이때 방출되는 열은 물질이 내부 에너지로서 가지고 있던 것의 일부이다. 이와 같이 상태의 변화에는 열의 출입 또는 물질의 내부 에너지의 증감이 수반됩니다.

2) 잠열(숨은열, latent heat)

물질이 온도·압력의 변화를 보이지 않고 평형을 유지하면서 한 상에서 다른 상으로 전이할 때 흡

수 또는 발생하는 열이다. 그 종류에는 융해열, 증발열(기화열), 승화열 등이 있다. 숨은열을 이용

하여 실생활에 적용한 기계로는 냉동기가 있다.

예를 들어 물을 가열하면 100 ℃에서 끓기 시작하는데, 그 이상 아무리 가열해도 완전한 수증기

가 될 때까지 100 ℃를 넘지 않는다. 또 얼음을 가열해도 완전히 녹을 때까지는 0 ℃ 이상이 되

않는다. 이와 같이 비등중인 물이나 융해중인 얼음에 가해진 숨은열은 물(액체)을 수증기(기체)로

바꾸고, 얼음(고체)을 물(액체)로 바꾸기 위해서만 소비되며, 온도를 상승시키지는 않는다. 반대로

수증기가 응축하여 물이 되는 경우나 물이 빙결(氷結)할 때는 그 열을 외부로 방출한다.

이와 같이 상태변화를 일으킬 때 흡수되고 방출되는 열을 숨은 열 또는 잠열(latent heat) 이라고

한다. 숨은열은 물질의 상태변화에 따른 내부에너지 변화에 기인하는 것으로 이는 분자간 결합력

에 변화를 일으켜 물질의 응집상태를 본질적으로 변화시키는 것으로 알려져 있다. 즉, 기화는 분

자의 운동에너지가 증가하여 액체분자가 가지고 있던 본래의 위치에너지보다 커지는 현상이고, 융

해는 분자의 운동에너지 증가로 인해 고체에 특유한 결정구조가 흐트러지는 현상으로서 이 때문에

소모되는 열에너지가 숨은열 또는 잠열(latent heat)이다.

일반적으로 고체에서 액체로 변할 때 주위로부터 빼앗은 숨은열을 융해열이라 하고, 액체를 기체

로 바꾸기 위해 필요한 숨은열을 증발열이라 하며, 각각 1g의 물질을 바꾸는 데 필요한 열량(칼로

리)으로 크기를 나타낸다. 그 값은 물질의 종류 및 기화(융해)가 일어나는 온도에 따라 다르다.

물질의 상태변화와 더불어 숨은열의 출입이 있다는 사실은 일상생활에서도 중요한 현상이다. 여름

에 땅에 물을 뿌리면 시원하게 느껴지는 것은, 물이 증발할 때 주위에서 숨은열(기화열)을 빼앗기

때문이다. 냉동기는 이 효과를 적극적으로 이용한 것으로, 액화한 기체를 기화기로 기화시켜, 주

위로부터 기화열을 빼앗아 냉각한다.

얼음과 물이 섞여 있는 것을 가열해도, 2 가지가 함께 존재하는 동안에는 그 온도는 O ℃를 유지

한다. 이것은 외부에서 가해진 열이 온도를 변화시키는 데에 사용되지 않고 고체―→액체라는 상

변화를 위해 사용되기 때문이다, 이와 같이 온도를 변화시키지 않고 단지 상태의 변화를 위해 사

용되는 열을 잠열(숨은열, latent heat)이라고 한다. 용융 때의 잠열(latent heat)은 용융열(또는 융

해열)이라고 한다. 물을 가열하면 온도가 점점 올라가서 1기압에서 100℃가 되면 물의 표면뿐만

아니라 내부에서도 수증기로 변하여 거품이 많이 나온다. 이것이 끓음(또는 비등)의 현상이다. 끓

음이 계속되는 동안 온도는 100 ℃로 유지된다. 이 경우도 외부로부터 가해진 열은 온도는 변화

시키지 않고 액체―→기체의 상 변화를 위해 사용되고 있다. 이와 같은 기체의 잠열(latent heat)을

기화열(또는 증발열)이라고 한다. 0℃에서 얼음 1몰을 완전히 용융시키려면 1.44 kcal의 열량을 가

해 주어야 하는데, 이것을 얼음의 몰 용융열(또는 몰 융해열)이라고 한다. 또, 100 ℃에서 물 1몰

을 완전히 기화시키려면 9.72 kcal의 열량을 가해 주어야 하는데, 이것을 물의 몰 기화열(또는 몰

증발열)이라고 한다. 이와 반대로 수증기가 물로, 다시 물이 얼음으로 바뀔 때는 기화열 또는 용

융열과 같은 양의 열이 방출된다. 즉 1몰의 수증기가 물로 변할 때 방출되는 몰 서림열(또는 몰

응결열)은 몰 기화열과 같고 1몰의 물이 얼음으로 변할 때 방출되는 열인 몰 응고열은 몰 용융열

과 그 크기가 같다. 또, 승화 때의 잠열(latent heat)은 승화열이라고 한다.


6. 물질의 구성 입자

물질을 구성하고 있는 입자에는 원자·분자·이온 등이 있다. 원자는 처음에는 물질을 구성하는 가장 작은 입자로 생각되었지만, 현재 원자는 그보다 작은 기본입자라고 불리는 여러 가지 입자로 구성되어 있다는 것이 알려져 있다. 이온은 원자가 (+)나 (-)의 전기를 띤 것이다. 분자는 기체에서 흔히 볼 수 있듯이, 2개 이상의 원자가 결합하여 한 쌍이 되어 행동하는 것을 말한다.


3가지 상태의 변화와 입자

물질의 화학적 성질이나 화학 변화의 구조를 알아보기 위해서는 원자·분자·이온 등에 대해서 잘 알고 있어야 한다. 그러나 3가지 상태의 변화는 이들을 단순히 입자로서 다루어도 그 대강은 이해할 수 있다. 그러므로 원자·분자·이온에 대한 자세한 설명은 뒤로 미루기로 하고, 여기서는 3가지 상태의 변화를 입자의 행동에 입각해서 다시 살펴보기로 한다. 고체 속에서 입자는 규칙적으로 배열되어 조금밖에 움직일 수 없지만, 가열하면 그 에너지를 흡수하여 차차 활발한 운동을 하게 된다. 녹는점에서 입자는 규칙적인 배열을 무너뜨리고 자유롭게 운동하게 되지만, 이를 위해 에너지가 필요하며, 모든 입자가 자유롭게 움직이게 될 때까지 온도는 올라가지 않는다. 액체가 되면 온도가 다시 올라가서 입자는 점점 활발하게 운동하고, 일부는 액체 표면으로부터 공중으로 뛰쳐 나간다. 끊는점에 이르면 입자는 서로 완전히 자유롭게 되고, 액체의 내부에서도 기체 형태(거품)가 되어 액체 표면으로부터 뛰쳐 나간다. 액체인 동안은 아직 입자가 서로 끌어당기고 있지만, 여기서 완전히 떨어지기 위해 에너지가 사용되며, 액체가 남아 있는 동안에는 온도는 변하지 않는다.





물질의 상변화

우리 주위의 물질은 4가지 상태로 존재한다. 전통적으로 물질은 고체, 액체, 기체의 3가지 상태로 구분되어 왔지만 근래에는 물질의 제4의 상태로 플라즈마(plasma, 플라스마)가 추가되었다. 물질은 한 가지 상에서 다른 상으로 바뀔 수 있으며 열이 이 변화를 주도한다. 물질의 상태는 어떻게 구분되며, 물질은 어떻게 그 상태를 바꾸는 것인지 알아보기로 한다.

1. 물질의 4가지 상 – 고체, 액체, 기체, 플라즈마

물질은 상에 따라 겉보기 성질이 전혀 다르다. 예를 들어, 고체는 일정한 모양과 부피를 가져서 외부에서 힘이나 압력을 가해도 쉽게 그 모양이 변하지 않는 특징이 있다. 액체는 부피는 일정하나, 담는 용기에 따라서 모양이 자유롭게 변한다는 점에서 고체와 구별된다.

다음 그림에서 보는 바와 같이 고체 상태에서 원자들은 질서 있게 배열하여 규칙적인 결정을 이루며, 액체를 액체를 이루는 물 분자들은 이웃분자에 속박되지 않고 자유롭게 움직일 수 있어서 액체는 담는 그릇에 따라 모양이 바뀐다.



기체는 일정한 모양과 부피를 갖지 않으며 어떤 형태의 그릇에도 들어가고 확산을 통해서 공간을 가득 채운다. 기체는 압력을 가하면 쉽게 압축된다는 점에서 액체와 구별된다. 액체는 힘이나 압력을 가해도 거의 부피가 변하지 않는다. 예를 들어, 물은 압력을 1 기압 증가시킬 때 부피는 약 2만 분의 1 밖에 줄어들지 않는데, 이 양은 온도 1 ℃ 증가할 때의 부피변화의 약 1/10에 불과하다.

플라즈마는 높은 온도에서 고도로 이온화된 기체로, 이온화된 원자나 분자 그리고 같은 수의 전자로 이루어지며 전체적으로 중성상태이다. 플라즈마는 전기의 부도체인 보통의 기체와 달리 전기를 잘 전도시키고 어떤 종류의 복사도 잘 흡수한다는 점에서 기체와 구별된다. 플라즈마는 지구에서는 번개나 오로라 등에서 볼 수 있는 비교적 드문 상태이지만 우주에서는 가장 흔한 상태이다. 태양과 별, 그리고 발광성운은 플라즈마 상태다.

다음 그림들은 기체분자들이 활발하게 움직이고 있다는 것을 연기입자들의 움직임을 통해서 알 수 있고, 플라즈마의 좋은 사례인 번개를 보여주고 있다. 번개 칠 때 플라즈마의 온도는 최대 28,000 K 까지 올라간다.




2. 물질의 상에 따라 성질이 달라지는 이유는?

상에 따라 물질의 성질이 달라지는 이유는 무엇일까? 물질을 구성하는 분자들의 배열과 거리가 달라지기 때문이다. 고체나 액체 상에서는 물질을 구성하는 분자들 사이의 거리가 가까운 반면 기체나 플라즈마 상에서는 상당한 거리로 떨어져 있다.

1) 고체와 액체의 차이는 무엇일까?

고체는 이웃하는 분자들의 배치가 고정되는 반면에 액체는 유동적이라는 점이 다르다. 고체 상

태에서는 이웃하는 분자들의 배열이 규칙적이어서 분자들의 운동이 제한적인데 비해 액체 상태

에서는 분자들의 배열이 불규칙적이어서 분자 상호간의 결합력이 약하여 분자들이 비교적 자유

로이 움직일 수 있기 때문이다.

2) 기체와 액체의 차이는 무엇일까?

기체와 액체는 구성분자들이 유동적으로 움직인다는 점은 비슷하지만(이들은 함께 유체로 분류

된다), 분자들 사이의 거리에 있어서 뚜렷한 차이가 있다. 액체 상태에서는 서로 가까이 접촉하고 있는 반면, 기체 상태에서는 서로 간에 상당한 거리로 떨어져 있다. 이 때문에 기체는 압력을 가하면 부피가 쉽게 변한다.

3) 기체와 플라즈마의 차이는 무엇일까?

구성 분자들이 상당한 거리로 떨어져 있는 점은 비슷하지만 기체 분자들 사이에는 상호작용이 미약하여 다른 분자의 운동에 거의 영향을 미치지 않는 반면, 플라스마 상태에서는 이온들 간의 인력과 척력에 의한 상호작용을 한다는 점에서 다르다. 플라즈마는 전기장과 자기장으로 움직여지고 모양과 배열형태도 변화시킬 수 있다.


3. 온도에 따라 물질의 상태는 변한다.

자연계의 물질은 어느 한 가지 상에 머물러 있지 않고 조건에 따라 그 모습을 바꾼다. 물질의 상을 바꾸는 한 가지 방법은 열(에너지)을 더하거나 빼는 것이다. 예를 들어 물(액체)을 가열하면 수증기(기체)가 되고, 냉각시키면 얼음(고체)이 된다. 대부분의 물질은 고온에서는 기체가 되고, 저온에서는 고체가 된다. 그리고 그 중간 온도에서 액체 상태를 취한다.

이와 같이 물질의 상태가 바뀌는 것을 상전이(phase transition) 또는 상변화라 부른다. 상전이가 일어나면 물질의 어떤 물리적 성질이 갑자기 변하게 된다. 예를 들어 액체를 계속 가열하면 어떤 온도에서 더 이상 온도가 증가하지 않고 갑자기 부피가 크게 증가한다.

다음 그림들은 상온에서 급속히 녹고 있는 아르곤 얼음 조각. 순식간에 고체에서 액체를 거쳐 기체로 변하고 있는 상변화 상태와 온도에 따른 물질의 상변화를 보여주고 있다.



위 그림은 물질의 상들 사이에 일어날 수 있는 상변화를 도식화하여 나타낸 것이다. 고체는 열이 가해지면 액체가 되고(융해, melting), 액체는 열이 빠져나가면서 고체로 바뀐다(응고, freezing). 액체는 열이 공급되면 기체가 되고(기화, vaporization), 기체는 열을 잃으면 액체가 된다(액화, condensation). 때로는 고체가 액체를 거치지 않고 직접 기체로 바뀌거나(승화, sublimation), 반대로 기체가 고체로 바뀔 수도 있다(증착, deposition). 승화의 예로는 눈이 물기를 전혀 남기지 않고 희박한 공기 중으로 사라지는 현상이나 드라이아이스나 나프탈렌이 상온에서 크기가 작아지는 현상을 들 수 있다. 기체를 높은 온도로 가열하면 고온에서 전자가 분리되어 플라즈마가 되고(이온화, ionization), 온도가 내려가면 플라즈마는 다시 중성상태의 기체가 된다(재결합, recombination).


4. 상변화를 이해하는데 유용한 상도표

온도 외에 상변화에 영향을 주는 요인은 압력(Pressure)이다. 따라서 온도와 압력을 두 축으로 하여 나타낸 상도표는 상전이를 이해하는데 매우 유용하다. 그림은 전형적인 상도표를 나타낸 것인데 상도표상의 한 점은 물질이 그 점에 해당하는 압력과 온도에 의해 결정된 상태에 있음을 나타낸다. 그림에 보이는 세 개의 곡선은 고체, 액체, 기체 상태간의 경계를 나타낸다. 각각 융해곡선(녹색), 증기압곡선(청색), 승화곡선(적색)이라고 한다. 그리고 녹색 점선은 물의 융해곡선이다.

대부분의 온도에서 특정한 두 가지 상태가 평형을 이루며 공존하는 압력이 존재한다. 하나의 예외는 고체, 액체, 그리고 증기의 3가지 상태가 평형을 이루며 공존하는 삼중점(triple point)이다. 물의 삼중점은 정확하게 0.006기압에서 0.01˚C이다. 이 삼중점은 온도계를 세밀하게 보정할 때 사용되는 온도계의 기준점이다. 삼중점의 아래 쪽에 고체와 기체의 경계를 이루는 승화곡선을 볼 수 있다. 이를 따라 고체 상태에서 액체 상태를 거치지 않고 바로 기체 상태로 변환하는 승화현상이 나타난다.

삼중점 위에 액체와 기체의 경계를 이루는 선이 증기압 곡선이다. 압력이 낮아짐에 따라 끓는점도 낮아지는 것을 보여준다. 예를 들어 대기압이 낮은 높은 산 위에선 물은 100 °C 보다 낮은 온도에서 끓게 된다. 증기압 곡선은 임계점(critical point)에서 끝난다. 임계온도보다 높은 온도나 압력에서는 액체와 기체의 구분이 사라진다. 즉, 액체 상태와 기체 상태를 구분하는 것이 불가능하다. 물의 융해곡선이 음의 기울기를 갖는 것이 특이한데, 얼면서 부피가 증가하기 때문이다. 물처럼 액체상태일 때 분자간의 거리가 고체 상태일 때보다 더 가까운 경우, 융해곡선이 음의 기울기를 가진다.


잠열(latent heat)

대부분의 물질은 열을 흡수하면 온도가 변한다. 하지만 상변화가 일어날 때는 그렇지 않다. 많은 열이 흘러들어와도 온도가 변하지 않는다. 예를 들어 따뜻한 실내에서 얼음조각이 떠 있는 물컵 속의 물의 온도는 0 ℃ 에서 높아지지 않는다. 물을 끓일 때도 위와 비슷한 현상이 나타난다. 물을 데우면서 온도를 측정해보면 온도가 계속 올라가다가 100 ℃가 되면 계속 가열하는 데도 더 이상 물의 온도가 올라가지 않는 현상이 나타난다.



1. 상변화가 일어나는 동안 온도변화는 없다.

상변화가 일어나는 동안 왜 온도가 변하지 않는 것일까? 얼음이 녹는 경우를 예로 들어 보자. 얼음은 녹는점 이상에서 존재할 수 없으므로 얼음 주위의 물이 녹는점 이상으로 가열되면 물은 그 열을 남아 있는 얼음에 전달한다. 이러한 현상은 얼음이 모두 없어질 때까지 계속된다. 얼음이 모두 녹고 나면 물의 온도가 올라가기 시작한다. 이것은 물이 끓을 때에도 마찬가지이다.

상변화 과정이 일어나는 동안에는 가해진 열은 물질의 상변화에 쓰이게 된다. 상변화 현상은 상변화가 끝날 때까지 일시적으로 온도변화가 일어나지 못하게 함으로써 온도를 안정시키는 효과가 있다. 상변화 과정은 일종의 냉각과정으로 볼 수도 있다. 상변화가 일어나는 동안에는 일시적으로 두 가지 이상의 상이 공존한다.


2. 상변화에는 숨은열이 필요하다.

물질의 상변화에는 열(에너지)이 필요하다. 이 열을 숨은열(잠열, latent heat)이라 한다. 여기서 숨었다는 표현을 사용하는 이유는 상변화가 일어나는 동안 온도의 변화가 없는 것과 관련이 있다.

예를 들어 얼음이 녹아서 물이 되는 데 숨은열이 필요하다. 사실 얼음뿐만 아니라 모든 고체는 녹아서 액체가 되는데 일정한 양의 열이 필요한데 이 열을 융해열이라 한다. 물이 끓어서 수증기가 되는데도 숨은열이 필요하다. 물 뿐만 아니라 다른 액체도 기체로 바뀌려면 열을 흡수해야 한다. 이 열이 기화열이다. 얼음이 수증기로 바뀌는 승화에는 승화열이 필요하다. 숨은열은 상당히 크다. 물의 경우를 예를 들어 보면, 1 g 의 얼음이 녹는 데는 약 80 cal 의 융해열이 필요하고 1 g의 물이 기화하는데 539 cal의 기화열이 필요하다. 승화열은 '융해열 더하기 기화열'이 아니다. 얼음 1 g 의 승화열은 0 ℃ 에서 680 cal 로, 둘을 합친 것보다 더 크다.


3. 숨은 열의 정체는 분자의 위치에너지 변화

상변화가 일어나는 동안 어떤 일이 일어날까? 이를 알기 위해서는 분자 수준에서 물체를 관찰해야 한다. 물질의 상태가 달라지면 물질을 구성하는 분자 또는 원자 간의 결합상태나 거리가 달라진다. 물체가 고체 상태에 있을 경우 물질을 구성하는 원자 또는 분자들은 평형점 주변에 고정되어 있다. 이런 결합을 풀어서 고체를 액체 상태로 전환하려면 에너지를 공급해 주어야 한다. 이 결합을 깨뜨리는 데 열(에너지)이 필요하기 때문이다. 또 물질을 액체에서 기체 상태로 변화시키기 위해서는 원자나 분자 사이의 결합을 끊어서 떨어뜨려야 한다. 이와 같은 상변화 과정에서는 분자의 운동에너지는 변하지 않고 위치에너지만 변하므로 온도가 변하지 않는다. 그 대신에 분자들을 붙들고 있는 힘에 대해서 일을 했으므로 분자의 위치에너지가 증가하게 된다.

고체 상태에서는 분자나 원자 간의 거리가 가깝고 이웃하는 분자나 원자와 강하게 연결되어 있다. 하지만 액체 상태에서는 이웃 분자나 원자와의 결합이 깨어진다. 이것은 액체에서 기체로 상이 바뀔 때도 마찬가지이다. 액체가 기체로 바뀌기 위해서는 분자들 사이의 거리가 많이 떨어져야 하는데 이때 분자들의 인력을 이겨내기 위해서 많은 양의 에너지가 필요하다. 수증기와 같은 기체분자들은 액체분자들과 같이 속박되어 있지 않고 더 자유로운 상태에 있다. 100 ℃ 의 물과 100 ℃ 의 수증기는 전혀 다른 에너지를 갖고 있다. 이 때문에 물이 수증기로 변할 때는 많은 열이 필요하다.


4. 숨은열은 일상에서 흔히 이용된다.

과수원의 농부들은 때때로 숨은열을 이용한다. 늦은 봄이나 이른 가을에 한파가 밀려와 밤사이에 기온이 영하로 떨어져 심한 냉해를 입을 것이 예상될 때 농부들은 일부러 과수원의 과실나무에 물을 뿌려준다. 이는 꽃이나 과실이 어는 것을 방지하기 위한 것이다. 나무에 뿌려진 물은 얼 때 많은 양의 열을 방출하여 나무의 온도가 0℃ 이하로 떨어지는 것을 막아준다. 또 0℃ 이하로 떨어진다고 해도 뿌려진 물이 꽃이나 과실 표면에 얇게 얼어서 농작물을 보호하는 역할을 한다. 물과 얼음은 열전도도가 낮아서 농작물의 표면의 얼음이 농작물로부터의 열손실을 줄이는 단열재 역할을 하여 농작물을 보호할 수 있기 때문이다.

첨단 기술에서 숨은열이 응용되는 대표적 사례가 기능성 섬유이다. 이런 기능성 섬유는 상변환재료(PCM, phase-change material)라는 물질이 들어 있는 초미세 내열 플라스틱 구를 섬유에 첨가한 것이다.


이 섬유로 운동복을 만들면, 운동 중에는 PCM이 녹으면서 몸에서 발생한 열을 흡수하여주고 운동을 하지 않을 때는 PCM이 굳어지면서 열을 방출하여 몸을 따뜻하게 유지해준다. 이 기술은 우주복에 쓰려고 개발된 것으로, 우주 기술이 생활에 응용되는 사례로도 알려져 있다. PCM이 안락하게 유지해 줄 수 있는 온도범위는 녹는점과 어는점과 관련이 있는데 이는 화학성분에 의해서 결정된다.

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Mpemba Effect

상태와 변화2016. 9. 2. 15:31

'음펨바효과'(Mpemba Effect)라는 것이 있단다. 뜨거운 물이 차가운 물보다 빨리 어는 현상을 말하지.

상식과 어긋나는 이 현상은 멀리는 기원전(BC) 4세기경 때부터 알려졌어. 아리스토텔레스는 "물이 따뜻하다는 사실이 빨리 어는 데 도움을 주는데, 그것은 그만큼 빨리 식기 때문이다"라고 했어. 그는 "뜨거운 물을 빨리 얼리고 싶으면 양지에 내놓는 일부터 하라"고 했지. 영국 철학자 프랜시스 베이컨(1561~1626)도 이 현상에 대해 "약간 따뜻한 물이 차가운 물보다 얼기 쉽다"(1620년)고 언급을 했고, 프랑스 철학자 르네 데카르트(1596~1650)도 "경험상 불 위에 오래 얹혀졌던 물이 다른 물보다 빨리 언다"(1637년)고 말했어.

그런데, 현대에 와서 이 현상이 새삼 눈길을 끈 것은 아프리카 탄자니아의 한 고등학교 남학생에 의해서였단다. 1969년 에라스토 음펨바(Erasto Mpemba)는 과학시간에 아이스크림을 만들고 있었어. 끓인 우유를 얼려야 하는데 선생님이 충분히 식은 다음에 냉동실에 넣으라고 주의를 했건만 음펨바는 덜 식은 우유를 넣었지. 그런데 완전히 식은 우유를 넣은 친구들것보다 자신의 것이 빨리 언 거야. 음펨바는 선생님께 이 사실을 얘기했는데, 선생님은 "네가 착각한 게지" 하고 일축해버렸어. 아이들도 '음펨바의 수학' '음펨바의 물리'라는둥 하면서 놀려댔대.

그러자 약이 오른 음펨바는 같은 실험을 여러 차례 반복했어. 결과는 번번이 똑같았단다. 그럼에도 선생님과 친구들은 믿어주지 않았지. 그러던 차에 이웃 대학의 물리학 교수인 데니스 오스본(Denis G. Osborne)이 학교를 방문한 일이 생겼어. 음펨바는 때는 지금이라며 오스본 교수한테 질문을 했지. 오스본 교수는 실험을 해보겠다고 약속을 했고, 음펨바의 얘기가 사실임을 알게 됐어. 이 실험 결과는 1969년에 <물리 교육>()에 실렸고, 이후 이 현상에 '음펨바 효과'라는 이름이 생겨난 거야.

많은 사람들이 음펨바 효과가 왜 일어나는지 원리를 밝히려 하고 있지만 속시원한 답은 나오지 않았단다. 몇가지 그럴듯한 가설(hypothesis)이 제시됐지만 명쾌하게 설명하는 이론(theory)은 아직 정립되지 않았어. 이론은 실험(experiment)와 증명(verification)을 통해 검증된 가설을 말한단다.

첫번째 가설은 "뜨거운 물이 차가운 물보다 빨리 증발하기 때문이다"는 거야. 뜨거운 물의 분자들은 에너지가 많아서 더 빨리 수증기로 변하고 따라서 찬물보다 남은 물 양이 작아진다는 것이지. 양이 적으니까, 질량도 줄어들고 그래서 빨리 언다는 거야. 그러나 뜨거운 물과 차가운 물을 뚜껑을 닫아 놓아도 음펨바 효과가 나타나기 때문에 올바른 가설이 아닌 것으로 드러났지.

두번째 가설은 "뜨거운 물은 흐름(대류)가 활발하기 때문이다"는 건데, 뜨거운 물은 식어가면서 뜨거운 쪽이 자꾸 위로 올라오고 그 열을 빼긴다는 거지. 차가운 것은 아래로 가라앉고 뜨거운 것은 위로 뜨니까. 이 (대류) 속도가 뜨거운 물이 빠르니까 그만큼 열을 빼앗기는 속도가 빨라 뜨거운 물이 빨리 언다는 가설이야. 하지만 대류 현상은 용기의 모양에 따라 변화가 큰데, 음펨바 효과는 용기 모양에 상관없이 일어나기 때문에 이 가설 또한 원리를 설명하기에 불충분한 것으로 드러났어.

세번째 가설은 "물이 차가울수록 과냉각 현상이 심하기 때문이다"는 것이야. 물은 보통 섭씨 0도에서 언다고 알고 있지. 이것은 이론상 그렇다는 것이고 실제로는 온도가 0도보다 내려가도 물은 얼지 않은 상태가 유지돼. 이를 과냉각 상태라고 한단다. 관찰 결과 뜨거운 물은 영하 2도에서 어는데 차가운 물은 영하 8도에서 얼기 시작하는 거야. 하지만 이 가설은 왜 뜨거운 물이 더 높은 온도에서 얼기 시작하는지 명쾌한 설명을 하지 못하고 있어서 역시 이론으로 정립되기에는 부족하지.

최근 미국 과학잡지 <뉴사이언티스트>는 미국 뉴욕주립대의 방사선안전관인 제임스 브라운리지가 "물 속에 있는 불순물 등이 음펨바 효과의 원인"이라는 주장을 했다고 보도했어. 브라운리지는 자신의 여가시간을 이용해서 10년 동안 수백번의 실험을 한 결과 과냉각의 냉점(어는 온도)은 물 속에 들어 있는 불순물과 관련이 있으며, 이 불순물들이 얼음이 얼 때 응결핵(얼음씨앗) 노릇을 한다고 주장했어. 하지만 워싱턴대의 조너선 카츠 교수는 "물을 가열하면 이산화탄소 같은 불순물(용질)이 제거돼 물의 냉점이 높아진다"면서 "브라운리지는 과냉각 효과를 발견한 것뿐"이라고 말했단다.

음...음펨바 효과를 누가 명쾌하게 설명할 수 있을까. 도전해보지 않으련.


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1. Water의 종류

Water의 종류를 대별하면 Process Water와 Utility Water로 구분할 수 있으며,

Process Water는 말 그대로 공정에서 쓰이는 물을 지칭하고, Utility Water는 비

공정 용수로 구분할 수 있지만 종종 그 구분이 애매하여 혼용될 수 있습니다.


2. Process Water

같은 물이라도 물속에 존재하는 부식물질의 종류에 따라 명칭이 달라지는데 이러

한 종류를 구분해보면 다음과 같습니다.


- Wash Water : 일반적으로 공정내로는 산소가 유입되면 않되므로 BFW를 사용하

며, 용도는 Fouling을 발생시키는 암모늄염등을 제거하는 목적으로 사용됨.

- Sour Water : Wash Water가 물에 용해되는 부식성 물질(NH3, H2S, CO2을 보유하

고 있는 물.

- Treated Water : Sour Water를 SWTU(Sour Water Treating Unit)에서 부식물질

을 Stripping 시킨 후의 물.


3. Utility Water

- Storm Water : 빗물

- Raw Water : 수처리시설에 Feed되는 물로 하천수나 강물이 주로 사용됨.

- Clarified Water : Raw Water에서 각종 부유물질을 제거한 후의 Water로 주로

화장실용으로 쓰인다고 하여 Sanitary Water로 지칭되며, 공정내의 Utility

Connection에 연결되면 Service Water라고 한다.

- DW (De-mineralized Water) : 수처리 시설에서 Raw Water내의 각종 광물질만을

제거한 물

- PW (Polished Water) : 수처리 시설에서 각종 이온형태의 이물질을 제거한 물

- BFW(Boiler Feed Water) : DW에서 산소를 제거한 물로 Boiler에서 Steam 생산용

으로 사용

- Cooling Water : Clarified Water가 회전기계의 냉각 및 Process의 냉각용으로

사용되는 경우 냉각수라고 하며 냉각수는 산소를 보유하여 배관내에서 부식을

발생 시킬 수 있으므로 화학약품으로 수처리를 한다.

- Fire Water : 화재 진압시에 사용되는 물로 일반적으로 Storm Water와 공정내에

서 발생하는 Treated Water를 사용한다

- Potable Water : 사람이 마실 수 있도록 염소를 이용하여 소독한 물


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