헤스의 법칙

"오늘의AI위키"는 AI 기술로 일관성 있고 체계적인 최신 지식을 제공하는 혁신 플랫폼입니다.
"오늘의AI위키"의 AI를 통해 더욱 풍부하고 폭넓은 지식 경험을 누리세요.

1. 개요
2. 이론
- 2.1. 생성 엔탈피를 이용한 계산
3. 적용
4. 예시
5. 자유 에너지 및 엔트로피로의 확장
- 5.1. 자유 에너지
- 5.2. 엔트로피
6. 관련 항목
참조

1. 개요

헤스의 법칙은 화학 반응의 엔탈피 변화가 반응 경로와 무관하며, 반응물과 생성물의 초기 및 최종 상태가 같다면 동일하다는 법칙이다. 이 법칙은 반응열을 직접 측정하기 어려운 경우에도 엔탈피 변화를 계산할 수 있게 해주며, 열역학 제1법칙을 위반하지 않는 범위 내에서 엔탈피의 부가성을 설명한다. 헤스의 법칙은 엔탈피, 자유 에너지, 엔트로피 변화를 계산하는 데 적용되며, 보른-하버 순환과 같은 열역학적 계산에도 활용된다.

더 읽어볼만한 페이지

화학열역학 - 화학 퍼텐셜
화학 퍼텐셜은 입자를 추가할 때 자유 에너지가 증가하는 양으로, 열역학적 평형 상태 기술에 사용되며 상평형, 화학 평형 등 다양한 열역학적 현상 설명에 중요한 역할을 한다.
화학열역학 - 퓨가시티
퓨가시티는 혼합물 내 상들의 평형 상태에서 물질 이동 현상을 설명하는 '이탈 성향' 척도로, 실제 기체의 거동을 이상 기체 법칙에 가깝게 보정하는 데 사용되며 화학 퍼텐셜과 관련이 있다.
열화학 - 발열 반응
발열 반응은 계의 엔탈피 감소를 동반하며 열을 방출하는 열역학적 과정으로, 분자 결합, 연소, 중화 반응 등 다양한 변화에서 발생하고 엔탈피 변화가 음수이며, 핫팩이나 난방 등에 활용되지만 화재 위험성도 있어 대체 에너지 기술 개발이 요구된다.
열화학 - 연소열
연소열은 물질 1몰이 완전 연소할 때 방출하는 열에너지의 양으로, 연료의 발열량은 에너지 효율 평가 및 친환경 에너지 정책 추진에 활용된다.
물리화학 - 활성화 에너지
활성화 에너지는 화학 반응이 일어나기 위해 반응물이 넘어야 하는 최소 에너지 장벽으로, 반응 속도에 직접적인 영향을 미치며 촉매에 의해 조절될 수 있고, 아레니우스 식으로 표현되며, 다양한 화학 현상 이해에 필수적인 개념이다.
물리화학 - 전해질
전해질은 용액에서 이온으로 해리되어 전기 전도성을 갖는 물질로, 생체 내에서 세포막 전위 유지 및 신경-근육 기능 조절에 필수적이며, 농도와 해리 정도에 따라 강전해질과 약전해질로 나뉜다.

헤스의 법칙

2. 이론

헤스의 법칙은 화학 반응에서 엔탈피 변화가 초기 상태와 최종 상태 사이의 경로와 무관하다는 것을 의미한다. 즉, 화학적 변화가 여러 경로로 발생하더라도 초기 조건과 최종 조건이 같다면 전체 엔탈피 변화는 동일하다.^[4] 이를 통해 반응을 직접 측정할 수 없는 경우에도 엔탈피 변화(ΔH)를 계산할 수 있다. 이는 생성 엔탈피에 대해 이전에 결정된 값을 사용하여 화학 반응식을 기반으로 기본 대수 연산을 수행함으로써 가능하다. 화학 방정식을 추가하면 알짜 또는 전체 방정식이 되며, 각 방정식에 대해 엔탈피 변화가 알려져 있다면 그 결과는 방정식에 대한 엔탈피 변화가 된다. 순 엔탈피 변화가 음수(ΔH_net < 0)이면, 반응은 발열 반응이며 자발적일 가능성이 높다. 양의 ΔH 값은 흡열 반응에 해당한다. 엔트로피 또한 자발성을 결정하는 데 중요한 역할을 하지만 양의 엔탈피 변화를 가진 반응도 자발적일 수 있다.

헤스의 법칙은 엔탈피가 상태량이므로, 열역학 제1법칙으로부터 쉽게 유도할수 있다. 게르마인 헨리 헤스는 황산과 물을 다양한 비율로 혼합하여 각 조합에 대한 반응열을 측정했다. 이를 통해 화학 반응의 반응열은 반응 전후의 상태만으로 결정되며 반응 경로에는 관계없이 일정하다는 것을 실험적으로 확인했다.

화합물 A가 B로 변하는 반응열은 화합물 A의 생성열과 화합물 B의 생성열로부터 결정될 수 있으며, 소수의 알려진 반응 엔탈피 변화를 이용하여 미지의 반응의 엔탈피 변화를 유도하는 것도 가능하다.

2. 1. 생성 엔탈피를 이용한 계산

헤스의 법칙은 화학 반응에서 엔탈피 변화가 초기 상태와 최종 상태 사이의 경로에 무관하다는 것을 의미한다. 즉, 화학적 변화가 여러 경로로 발생하더라도 초기 조건과 최종 조건이 같다면 전체 엔탈피 변화는 동일하다. 이를 통해 직접 측정할 수 없는 반응의 엔탈피 변화(ΔH)를 계산할 수 있다. 이는 생성 엔탈피에 대해 이전에 결정된 값을 사용하여 화학 반응식을 기반으로 기본적인 대수 연산을 수행함으로써 가능하다. 화학 방정식을 추가하면 알짜 또는 전체 방정식이 되고, 각 방정식에 대해 엔탈피 변화가 알려져 있다면 그 결과는 방정식에 대한 엔탈피 변화가 된다. 순 엔탈피 변화가 음수(ΔH_net < 0)이면 반응은 발열 반응이고 자발적일 가능성이 높다. 양의 ΔH 값은 흡열 반응에 해당한다. 엔트로피도 자발성을 결정하는 데 중요한 역할을 하지만, 양의 엔탈피 변화를 가진 반응도 자발적일 수 있다.

헤스의 법칙에 따르면 엔탈피 변화는 가산적이다. 따라서 단일 반응에 대한 ΔH는 다음과 같이 계산할 수 있다.
예시 1)주어진 반응식:

B₂O₃ (s) + 3H₂O (g) → 3O₂ (g) + B₂H₆ (g) (ΔH = 2035kJ/mol)
H₂O (l) → H₂O (g) (ΔH = 44kJ/mol)
H₂ (g) + (1/2)O₂ (g) → H₂O (l) (ΔH = -286kJ/mol)
2B (s) + 3H₂ (g) → B₂H₆ (g) (ΔH = 36kJ/mol)

다음의 ΔH_f를 구하시오:

2B (s) + (3/2) O₂ (g) → B₂O₃ (s)

방정식(및 엔탈피 변화)의 곱셈 및 반전 후 결과는 다음과 같다.

B₂H₆ (g) + 3O₂ (g) → B₂O₃ (s) + 3H₂O (g) (ΔH = -2035kJ/mol)
3H₂O (g) → 3H₂O (l) (ΔH = -132kJ/mol)
3H₂O (l) → 3H₂ (g) + (3/2) O₂ (g) (ΔH = 858kJ/mol)
2B (s) + 3H₂ (g) → B₂H₆ (g) (ΔH = 36kJ/mol)

이 방정식을 추가하고 양변에서 공통항을 소거하면:

2B (s) + (3/2) O₂ (g) → B₂O₃ (s) (ΔH = -1273kJ/mol)

예시 2)

a) C_graphite+O₂ → CO₂ (g) ;(ΔH = -393.5kJ/mol) (직접 단계)
b) C_graphite+1/2 O₂ → CO (g) ; (ΔH = -110.5kJ/mol)
c) CO (g)+1/2 O₂ → CO₂ (g); (ΔH = -283.02kJ/mol)

→ 반응 b)와 c)에서 총 ΔH = -393.5kJ/mol 이며, 이는 a)에서 ΔH와 같다.

ΔH 값의 차이는 0.02kJ/mol이며 이는 측정 오류로 인한 것이다.

표준 반응 엔탈피 값은 생성물과 반응물의 표준 생성 엔탈피로부터 다음과 같이 계산할 수 있다.

:

\Delta H_{\text {reaction}}^\ominus =\sum_{i} a_i\Delta_{\text {f}} H_{products}^{\ominus} - \sum_{i} b_i\Delta_{\text {f}} H_{reactants}^{\ominus}

여기서, 첫 번째 합은 모든 생성물에 대한 것이고, 두 번째 합은 모든 반응물에 대한 것이다.

a_i

와

b_i

는 각각 생성물과 반응물의 화학량론 계수이고,

\Delta_{\text {f}} H_{products}^{\ominus}

와

\Delta_{\text {f}} H_{reactants}^{\ominus}

는 각각 생성물과 반응물의 표준 생성 엔탈피이며, ^o 상첨자는 표준 상태 값을 나타낸다. 이것은 두 가지 (실제 또는 가상의) 반응의 합으로 간주될 수 있다.

:반응물 → 원소 (표준 상태)

:

\Delta H_{\text{RE}}^{\ominus} = -\sum_{i} b_i\Delta_{\text {f}} H_{reactants}^{\ominus}

그리고 원소 → 생성물

:

\Delta H_{\text{EP}}^{\ominus} = \sum_{i} a_i\Delta_{\text {f}} H_{products}^{\ominus}

3. 적용

헤스의 법칙은 다음의 엔탈피를 결정하는 데 유용하다.

매우 느린 반응에서의 열
NO|NO^영어와 같은 불안정한 중간체 형성에서의 열
상전이와 동위 원소 전이의 변화에서의 열
음이온을 형성하는 전자 친화도가 알려진 경우 보른-하버 순환과정을 구성하여 이온성 물질의 격자 에너지 계산
이론적인 격자 에너지를 지닌 보른-하버 순환과정을 이용한 전자 친화도 계산

헤스의 법칙을 활용하면 다음과 같은 이점이 있다.

CO|CO^영어와 NO|NO^영어와 같은 불안정한 중간체의 생성열을 구할 수 있다.
상전이 및 동소체 전이에서의 열 변화를 알 수 있다.
음이온을 형성하는 전자 친화도가 알려져 있는 경우 보른-하버 순환과정을 구성하여 이온성 물질의 격자 에너지를 구하거나, 이론적인 격자 에너지를 사용한 보른-하버 순환과정을 이용해 전자 친화도를 구할 수 있다.

헤스는 황산과 물을 다양한 비율로 혼합하여 각 조합에 대한 반응열을 측정했다. 이를 통해 화학 반응의 반응열은 반응 전후의 상태만으로 결정되며 반응 경로에는 관계없이 일정하다는 것을 실험적으로 확인했다.

현대 화학에서는 화학 반응의 생성열(보다 엄밀하게는 엔탈피 변화)은 반응 경로에 관계없이 일정하다고 말할 수 있다. 원래 엔탈피는 상태량이므로, 열역학 제1법칙으로부터 헤스의 법칙은 쉽게 유도된다.

헤스의 법칙이 보여주는 것은 화합물 A가 B로 변하는 반응열은 화합물 A의 생성열과 화합물 B의 생성열로부터 결정될 수 있다는 것을 의미하며, 마찬가지로 소수의 알려진 반응 엔탈피 변화를 이용하여 미지의 반응의 엔탈피 변화를 유도하는 것도 가능하다.

4. 예시

화학 반응에서 엔탈피 변화는 초기 상태와 최종 상태 사이의 경로와 무관하다는 헤스의 법칙을 설명하는 몇 가지 예시가 있다.

예시 1에서는 B₂O₃ (s) 생성 반응과, C_graphite+O₂ → CO₂ (g) 반응의 엔탈피 변화를 구하는 과정을 보여준다. 예시 2에서는 탄소에서 메테인이 생성되는 반응열을 보여준다.

4. 1. 예시 1

헤스의 법칙을 이용하면 직접 측정하기 어려운 반응의 엔탈피 변화(ΔH)를 계산할 수 있다. 다음은 헤스의 법칙을 적용하는 예시이다.

1) 주어진 반응식:

B₂O₃ (s) + 3H₂O (g) → 3O₂ (g) + B₂H₆ (g) (ΔH = 2035kJ/mol)
H₂O (l) → H₂O (g) (ΔH = 44kJ/mol)
H₂ (g) + (1/2)O₂ (g) → H₂O (l) (ΔH = -286kJ/mol)
2B (s) + 3H₂ (g) → B₂H₆ (g) (ΔH = 36kJ/mol)

구해야 하는 반응식:

2B (s) + (3/2) O₂ (g) → B₂O₃ (s)

위의 반응식들을 이용하여 구해야 하는 반응식을 만들기 위해, 각 반응식에 적절한 계수를 곱하고 반응의 방향을 바꾼 후 더한다.

B₂H₆ (g) + 3O₂ (g) → B₂O₃ (s) + 3H₂O (g) (ΔH = -2035kJ/mol)
3H₂O (g) → 3H₂O (l) (ΔH = -132kJ/mol)
3H₂O (l) → 3H₂ (g) + (3/2) O₂ (g) (ΔH = 858kJ/mol)
2B (s) + 3H₂ (g) → B₂H₆ (g) (ΔH = 36kJ/mol)

위의 반응식들을 모두 더하고 양변에서 공통 항을 소거하면 다음과 같다.

2B (s) + (3/2) O₂ (g) → B₂O₃ (s) (ΔH = -1273kJ/mol)

2) 주어진 반응:

a) C_graphite+O₂ → CO₂ (g) ;(ΔH = -393.5kJ/mol) (직접 단계)

b) C_graphite+1/2 O₂ → CO (g) ; (ΔH = -110.5kJ/mol)

c) CO (g)+1/2 O₂ → CO₂ (g); (ΔH = -283.02kJ/mol)

반응 b)와 c)에서 총 ΔH=-393.5KJ/mol. 이는 a)에서 ΔH와 같다.

ΔH 값의 차이는 0.02kJ/mol이며 이는 측정 오류로 인한 것이다.

4. 2. 예시 2

반응 (a): C(흑연) + 산소 → 이산화 탄소(g) (ΔH = −393.5 kJ/mol) (직접 단계)
반응 (b): C(흑연) + 1/2 산소 → 일산화 탄소(g) (ΔH = −110.5 kJ/mol)
반응 (c): 일산화 탄소(g) +1/2 산소 → 이산화 탄소(g) (ΔH = −283.0 kJ/mol)

반응 (a)는 반응 (b)와 (c)의 합으로, 총 ΔH = −393.5 kJ/mol이며, 이는 (a)의 ΔH와 같다.

삼산화 이붕소(s) + 3물(g) → 3산소(g) + 다이보레인(g) (ΔH = 2035 kJ/mol)
물(l) → 물(g) (ΔH = 44 kJ/mol)
수소(g) + 1/2 산소(g) → 물(l) (ΔH = −286 kJ/mol)
2붕소(s) + 3수소(g) → 다이보레인(g) (ΔH = 36 kJ/mol)

다음의 Δ_fH를 구하는 과정은 다음과 같다.

2붕소(s) + 3/2 산소(g) → 삼산화 이붕소(s)

적절한 계수를 곱하고 필요에 따라 반응 방향을 바꾼 후 방정식을 더하면 다음과 같다.

다이보레인(g) + 3산소(g) → 삼산화 이붕소(s) + 3물(g) (ΔH = 2035 × (−1) = −2035 kJ/mol)
3물(g) → 3물(l) (ΔH = 44 × (−3) = −132 kJ/mol)
3물(l) → 3수소(g) + (3/2) 산소(g) (ΔH = −286 × (−3) = 858 kJ/mol)
2붕소(s) + 3수소(g) → 다이보레인(g) (ΔH = 36 kJ/mol)

이러한 방정식들을 더하고 양변의 공통 항을 소거하면 다음을 얻는다.

2붕소(s) + 3/2 산소(g) → 삼산화 이붕소(s) (ΔH = −1273 kJ/mol)

다음은 탄소에서 메테인이 생성되는 반응열을 알려진 생성열과 연소열로부터 결정하는 과정이다.

탄소(s)+2수소 (g) → 메테인 (g)	ΔH⁰
이 반응의 다른 경로로서 다음 반응을 생각할 수 있다.^[5]
탄소(s)+산소(g) → 이산화 탄소(g)	ΔH⁰₁ = -393.51 kJ/mol
수소 (g) + ½ 산소 (g) → 물 (l)	ΔH⁰₂ = -285.83 kJ/mol
메테인 (g) + 2산소 (g) → 이산화 탄소 (g) + 2물 (l)	ΔH⁰₃ = -890.36 kJ/mol

위 엔탈피 관계는 아래 식으로 표현된다.

:ΔH⁰ = ΔH⁰₁ + 2 ΔH⁰₂ - ΔH⁰₃

:= -393.51 kJ/mol + 2 × (-285.83 kJ/mol) - (-890.36 kJ/mol)

:= -74.81 kJ/mol

4. 3. 예시 3

주어진 반응:
* C_흑연 + O₂ → CO₂(g) (ΔH = -393.5kJ/mol) (직접 단계)
* C_흑연 + 1/2 O₂ → CO(g) (ΔH = -110.5kJ/mol)
* CO(g) + 1/2 O₂ → CO₂(g) (ΔH = )

반응 (a)는 반응 (b)와 (c)의 합으로, 총 ΔH = -393.5kJ/mol이며, 이는 (a)의 ΔH와 같다.

주어진 반응:
* B₂O₃(s) + 3H₂O(g) → 3O₂(g) + B₂H₆(g) (ΔH = 2035kJ/mol)
* H₂O(l) → H₂O(g) (ΔH = 44kJ/mol)
* H₂(g) + 1/2 O₂(g) → H₂O(l) (ΔH = -286kJ/mol)
* 2B(s) + 3H₂(g) → B₂H₆(g) (ΔH = 36kJ/mol)

다음의 Δ_fH를 구한다.

* 2B(s) + 3/2 O₂(g) → B₂O₃(s)

적절한 계수를 곱하고 필요에 따라 반응 방향을 바꾼 후 방정식을 더하면 다음과 같다.

* B₂H₆(g) + 3O₂(g) → B₂O₃(s) + 3H₂O(g) (ΔH = 2035kJ/mol × (-1) = -2035kJ/mol)
* 3H₂O(g) → 3H₂O(l) (ΔH = 44kJ/mol × (-3) = -132kJ/mol)
* 3H₂O(l) → 3H₂(g) + (3/2) O₂(g) (ΔH = -286kJ/mol × (-3) = 858kJ/mol)
* 2B(s) + 3H₂(g) → B₂H₆(g) (ΔH = 36kJ/mol)

이러한 방정식들을 더하고 양변의 공통 항을 소거하면 다음을 얻는다.

* 2B(s) + 3/2 O₂(g) → B₂O₃(s) (ΔH = -1273kJ/mol)

다음은 탄소에서 메탄이 생성되는 반응열을 알려진 생성열과 연소열로부터 결정하는 과정이다.

C(s) + 2H₂(g) → CH₄(g)	ΔH⁰
이 반응의 다른 경로로서 다음 반응을 생각할 수 있다.^[5]
C(s) + O₂(g) → CO₂(g)	ΔH⁰₁ = -393.51kJ/mol
H₂(g) + 1/2 O₂(g) → H₂O(l)	ΔH⁰₂ = -285.83kJ/mol
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)	ΔH⁰₃ = -890.36kJ/mol

위 엔탈피 관계는 아래 식으로 표현된다.

:ΔH⁰ = ΔH⁰₁ + 2ΔH⁰₂ - ΔH⁰₃

:= -393.51kJ/mol + 2 × (-285.83kJ/mol) - (-890.36kJ/mol)

:= -74.81kJ/mol

5. 자유 에너지 및 엔트로피로의 확장

헤스의 법칙은 엔탈피뿐만 아니라 엔트로피와 깁스 자유 에너지 변화에도 적용될 수 있는데, 이들 역시 상태 함수이기 때문이다.^[4] 보드웰 열역학 순환은 쉽게 측정 가능한 평형과 산화 환원 전위를 이용하여 실험적으로 접근할 수 없는 깁스 자유 에너지 값을 결정하는 방법의 한 예시이다. 보드웰 열역학 순환에서 얻은 Δ''G''^o 값과 헤스의 법칙으로 구한 Δ''H''^o 값을 결합하면, 직접 측정하기 어려워 대체 경로를 통해 계산해야 하는 엔트로피 값을 구할 수 있다.

자유 에너지의 경우 다음과 같은 식이 적용된다.

: $\Delta G_{\text{reaction}}^\ominus = \sum \nu_{\text{p}} \Delta G_{\text{f} \,(\text{p})}^{\ominus} - \sum \nu_{\text{r}} \Delta G_{\text{f} \,(\text{r})}^{\ominus}.$

엔트로피의 경우, 엔트로피는 기준 상태의 원소에 대한 상대적인 값이 아니라 절대값으로 측정될 수 있기 때문에 생성 엔트로피를 사용할 필요가 없다. 대신 생성물과 반응물의 절대 엔트로피를 사용하면 된다.

: $\Delta S_{\text{reaction}}^\ominus = \sum \nu_{\text{p}} S_{(\text{p})}^{\ominus} - \sum \nu_{\text{r}} S_{(\text{r})}^{\ominus}.$

5. 1. 자유 에너지

헤스의 법칙은 엔트로피와 깁스 자유 에너지 변화에도 적용될 수 있도록 확장될 수 있다. 이들 역시 상태 함수이기 때문이다. 보드웰 열역학 순환은 실험적으로 측정하기 어려운 깁스 자유 에너지 값을, 쉽게 측정 가능한 평형과 산화 환원 전위를 이용하여 결정하는 방법의 예시이다. 보드웰 열역학 순환에서 얻은 Δ''G''^o 값과 헤스의 법칙으로 구한 Δ''H''^o 값을 결합하면, 직접 측정하기 어려워 대체 경로를 통해 계산해야 하는 엔트로피 값을 구할 수 있다.

자유 에너지의 경우 다음과 같은 식이 적용된다.

:

\Delta G_{\text{reaction}}^\ominus = \sum \nu_{\text{p}} \Delta G_{\text{f} \,(\text{p})}^{\ominus} - \sum \nu_{\text{r}} \Delta G_{\text{f} \,(\text{r})}^{\ominus}.

엔트로피의 경우, 엔트로피는 기준 상태의 원소에 대한 상대적인 값이 아니라 절대값으로 측정될 수 있기 때문에 생성 엔트로피를 사용할 필요가 없다. 대신 생성물과 반응물의 절대 엔트로피를 사용하면 된다.

:

\Delta S_{\text{reaction}}^\ominus = \sum \nu_{\text{p}} S_{(\text{p})}^{\ominus} - \sum \nu_{\text{r}} S_{(\text{r})}^{\ominus}.

5. 2. 엔트로피

헤스의 법칙 개념은 엔트로피와 깁스 자유 에너지의 변화를 포함하도록 확장될 수 있는데, 이는 이들이 모두 상태 함수이기 때문이다. 보드웰 열역학 순환은 쉽게 측정 가능한 평형과 산화 환원 전위를 이용하여 실험적으로 접근할 수 없는 깁스 자유 에너지 값을 결정하는 이러한 확장의 예이다. 보드웰 열역학 순환에서 얻은 Δ''G''^o 값과 헤스의 법칙으로 구한 Δ''H''^o 값을 결합하면 직접 측정되지 않아 대체 경로를 통해 계산해야 하는 엔트로피 값을 결정하는 데 도움이 될 수 있다.^[4]

엔트로피의 경우는 상황이 조금 다르다. 엔트로피는 기준 상태의 원소들에 대한 상대적인 값(Δ''H''^o 및 Δ''G''^o와 같이)이 아니라 절대값으로 측정될 수 있기 때문에 생성 엔트로피를 사용할 필요가 없다. 생성물과 반응물의 절대 엔트로피만 사용하면 된다.

:

\Delta S_{\text{reaction}}^\ominus = \sum \nu_{\text{p}} S_{(\text{p})}^{\ominus} - \sum \nu_{\text{r}} S_{(\text{r})}^{\ominus}.

6. 관련 항목

Germain Henri Hess and the Foundations of Thermochemistry^영어
보른-하버 순환

참조

_[1] 웹사이트 5.6: Hess's Law https://chem.librete[...] 2024-11-09
_[2] 서적 Chemistry for ISEET - Volume 1, Part A Varsity Education Management Limited
_[3] 웹사이트 Hess's Law - Conservation of Energy http://www.science.u[...] University of Waterloo 2014-01-12
_[4] 서적 Physical Chemistry Pearson / Benjamin Cummings 2006
_[5] 논문 The NBS tables of chemical thermodynamics properties

본 사이트는 AI가 위키백과와 뉴스 기사,정부 간행물,학술 논문등을 바탕으로 정보를 가공하여 제공하는 백과사전형 서비스입니다.
모든 문서는 AI에 의해 자동 생성되며, CC BY-SA 4.0 라이선스에 따라 이용할 수 있습니다.
하지만, 위키백과나 뉴스 기사 자체에 오류, 부정확한 정보, 또는 가짜 뉴스가 포함될 수 있으며, AI는 이러한 내용을 완벽하게 걸러내지 못할 수 있습니다.
따라서 제공되는 정보에 일부 오류나 편향이 있을 수 있으므로, 중요한 정보는 반드시 다른 출처를 통해 교차 검증하시기 바랍니다.

문의하기 : help@durumis.com