04 반응 엔탈피

반응 엔탈피

⑴ 반응열

① 반응물과 생성물이 가지고 있는 에너지가 다르기 때문에 화학 반응이 일어나면 항상 에너지의 출입이 뒤따른다. 화학 반응이 일어날 때 방출하거나 흡수하는 열을 반응열이라고 한다.

② 발열 반응：화학 반응이 일어날 때 열을 방출하는 반응으로 발열 반응이 일어나면 주위의 온도가 높아진다.

③ 흡열 반응：화학 반응이 일어날 때 열을 흡수하는 반응으로 흡열 반응이 일어나면 주위의 온도가 낮아진다.

⑵ 엔탈피(H)

① 엔탈피：특정 온도와 압력에서 어떤 물질이 가지는 고유한 에너지이며, 기호 H로 나타낸다.

② 반응의 진행에 따른 발열 반응과 흡열 반응의 열의 출입

⑶ 엔탈피 변화(ΔH)와 반응 엔탈피

① 일정한 압력에서 화학 반응이 일어나면 물질의 종류와 상태, 엔탈피가 달라지므로 반응물과 생성물의 엔탈피 차에 해당하는 열이 출입한다.

② 어떤 물질의 엔탈피(H)의 절대량을 직접 측정할 수는 없으나, 화학 반응이 진행되는 동안 출입하는 반응열을 측정하면 엔탈피 변화(ΔH)를 알 수 있다.

③ 일정한 압력에서 화학 반응이 일어날 때의 엔탈피 변화를 반응 엔탈피(ΔH)라고 한다. 반응엔탈피(ΔH)는 생성물의 엔탈피 합에서 반응물의 엔탈피 합을 뺀 값으로 나타낸다.

⑷ 발열 반응과 흡열 반응

① 발열 반응：반응물의 엔탈피 합이 생성물의 엔탈피 합보다 커서 반응이 일어날 때 엔탈피 차에 해당하는 열을 방출하는 반응이다.

• 엔탈피 변화(ΔH)가 0보다 작은 반응으로, 발열 반응이 일어나면 주위의 온도가 높아진다.
• 발열 반응에서는 엔탈피가 감소하므로 반응 엔탈피(ΔH) 부호가 (-)이다. ⇨ ∑H_반응물>∑H_생성물 ∴ ΔH<0

예) C(s, 흑연)+O₂(g) → CO₂(g) ΔH=-393.5 kJ

② 흡열 반응：반응물의 엔탈피 합이 생성물의 엔탈피 합보다 작아서 반응이 일어날 때 엔탈피 차에 해당하는 열을 흡수하는 반응이다.

• 엔탈피 변화(ΔH)가 0보다 큰 반응으로, 흡열 반응이 일어나면 주위의 온도가 낮아진다.
• 흡열 반응에서는 엔탈피가 증가하므로 반응 엔탈피(ΔH)부호가 (+)이다. ⇨ ∑H_반응물<∑H_생성물 ∴ ΔH>0

예) N₂(g)+O₂(g) → 2NO(g) ΔH=180.6 kJ

 

열화학 반응식

⑴ 열화학 반응식

① 화학 반응이 일어날 때 출입하는 반응열은 반응 엔탈피(ΔH)로 나타내며, 화학 반응식과 반응 엔탈피를 함께 나타낸 식을 열화학 반응식이라고 한다.

② 열화학 반응식은 반응물과 생성물의 에너지 관계와 화학 반응에서 출입하는 열에너지에 대한 정보를 알려준다.

• C(s, 흑연) 1 mol이 O₂ (g) 1 mol과 반응하여 CO₂(g) 1 mol이 생성되는 화학 반응식에서 반응 엔탈피(ΔH)가 –393.5 kJ이라면, 이 반응의 열화학 반응식은 다음과 같다.

C(s, 흑연)+O₂(g) → CO₂(g) ΔH=-393.5 kJ

⇨ 반응 엔탈피 부호가 (-)이므로 발열 반응이고, C(s, 흑연) 1 mol이 연소할 때 393.5 kJ의 열이 방출된다는 것을 알 수 있다.

• CaCO₃(s) 1 mol이 CaO(s) 1 mol과 CO₂(g) 1 mol로 분해되는 화학 반응식에서 반응 엔탈피(ΔH)가 177.8 kJ이라면, 이 반응의 열화학 반응식은 다음과 같다.

CaCO₃(s) → CaO(s)+CO₂(g) ΔH=177.8 kJ

⇨ 반응 엔탈피 부호가 (+)이므로 흡열 반응이고, CaCO₃(s) 1 mol이 분해될 때 177.8 kJ의 열이 흡수된다는 것을 알 수 있다.

⑵ 열화학 반응식을 나타내는 방법

① 물질의 상태에 따라 엔탈피가 달라지므로 물질의 상태를 반드시 표시해야 한다. 고체는 (s), 액체는 (l), 기체는 (g), 수용액은 (aq)로 나타낸다.

예) 수소 기체(H₂(g))와 산소 기체(O₂(g))가 반응하여 수증기(H₂O(g)) 1 mol이 생성될 때의 반응 엔탈피는 ΔH=-241.8 kJ이고, 물(H₂O(l)) 1 mol이 생성될 때의 반응 엔탈피는 ΔH=-285.8 kJ이다.

H₂(g)+1/2O₂(g) → H₂O(g) ΔH=-241.8 kJ

H₂(g)+1/2O₂(g) → H₂O(l) ΔH=-285.8 kJ

② 열화학 반응식에는 온도와 압력을 함께 표시한다. 온도와 압력 조건이 주어지지 않으면 일반적으로 25℃, 1 atm이다.

③ 같은 화학 반응이라도 반응 계수에 따라 반응 엔탈피가 달라진다. 반응 엔탈피는 물질의 양(mol)에 비례하므로 열화학 반응식에서 반응 계수가 달라지면 반응 엔탈피도 달라진다.

예) H₂O(g) 2 mol이 생성될 때의 반응 엔탈피(ΔH)는 1 mol이 생성될 때의 2배이다.

H₂(g)+1/2O₂(g) → H₂O(g) ΔH=-241.8 kJ

2H₂(g)+O₂(g) → 2H₂O(g) ΔH=-483.6 kJ

④ 역반응의 반응 엔탈피(ΔH)는 정반응의 반응 엔탈피(ΔH)와 절댓값은 같고, 부호는 반대이다.

예) H₂O(g) 1 mol이 생성되는 반응과 분해되는 반응에서 반응 엔탈피(ΔH)는 절댓값이 같고 부호는 반대이다.

H₂(g)+1/2O₂(g) → H₂O(g) ΔH=-241.8 kJ

H₂O(g) → H₂(g)+1/2O2(g) ΔH=241.8 kJ

 

생성 엔탈피

⑴ 생성 엔탈피

① 어떤 물질 1 mol이 성분 원소의 가장 안정한 원소로부터 생성될 때의 반응 엔탈피이다.

② 1 atm에서의 생성 엔탈피를 표준 생성 엔탈피라고 하며 단위는 kJ/mol이다.

예) 1/2N₂(g)+1/2O₂(g) → NO(g) ΔH=90.3 kJ

⇨ NO(g)의 표준 생성 엔탈피(ΔH)=90.3 kJ/mol

[몇 가지 물질의 표준 생성 엔탈피(ΔH)]

⇨ CO₂(g)의 표준 생성 엔탈피(ΔH)=-393.5 kJ/mol이고, 탄소와 산소의 가장 안정한 원소는 각각 C(s, 흑연)과 O₂(g)이므로 이를 열화학 반응식으로 나타내면 다음과 같다.

C(s, 흑연)+O₂(g) → CO₂(g) ΔH=-393.5 kJ

⇨ C₂H₄(g)의 표준 생성 엔탈피(ΔH)=52.5 kJ/mol이고, 탄소와 수소의 가장 안정한 원소는 각각 C(s, 흑연)과 H₂(g)이므로 이를 열화학 반응식으로 나타내면 다음과 같다.

2C(s, 흑연)+2H₂(g) → C₂H₄(g) ΔH=52.5 kJ

③ 원소의 표준 생성 엔탈피(ΔH)：표준 상태에서 원소에 여러 가지 동소체가 존재하는 경우가장 안정한 물질의 표준 생성 엔탈피는 0이다. 산소의 동소체에는 O₂(g)와 O₃(g)이 존재하는데, 가장 안정한 원소는 O₂(g)이므로 O₂(g)의 표준 생성 엔탈피가 0이다. 또한 탄소는 흑연, 다이아몬드, 풀러렌 등의 동소체가 존재하며, 이 중 가장 안정한 원소는 흑연이므로 흑연의 표준 생성 엔탈피는 0이다.

⑵ 간이 열량계를 이용한 반응열의 측정

① 발생하거나 흡수한 열에너지를 열량계 속의 수용액이 모두 흡수하거나 방출한다고 가정한다.

② 반응 과정에서 발생한 열에너지

=수용액이 흡수한 열에너지(Q)=c_수용액×m_수용액×Δt

• 비열(c)：물질 1 g의 온도를 1℃ 높이는 데 필요한 열에너지로 단위는 J/(g·℃)이다.
• m_수용액：수용액의 질량(g)
• Δt：수용액의 온도 변화(℃)=t_{반응 후}-t_{반응 전}

③ 반응열을 간단하게 측정할 수 있으나, 반응열의 일부가 열량계 등 실험 기구의 온도를 변화시키는 데 쓰이거나 열량계 바깥과 열 교환이 일어나 오차가 발생한다.

 

결합 에너지와 반응 엔탈피

⑴ 결합 에너지

① 화학 반응에서는 반응물을 이루는 원자 사이의 결합이 끊어지고 새로운 결합이 형성되면서 생성물을 만드는데, 이때 원자 사이의 결합이 끊어질 때에는 에너지가 흡수되고 생성될 때에는 에너지가 방출된다.

② 결합 에너지：기체 상태의 물질을 구성하는 두 원자 사이의 공유 결합 1 mol을 끊어 기체상태의 원자로 만드는 데 필요한 에너지이다.

• 결합을 끊으려면 에너지를 흡수해야 하므로 결합 에너지는 항상 (+)값을 갖는다.

예) H-H의 결합 에너지：기체 상태의 수소 분자(H₂) 1 mol이 분자 내 결합이 끊어져 기체 상태의 수소 원자(H)로 될 때 436 kJ의 에너지가 필요하므로 H-H의 결합 에너지는 436 kJ/mol이다.

H₂(g) → H(g)+H(g) ΔH=436 kJ

③ 결합 에너지와 결합의 세기

• 원자 사이의 결합력이 클수록 결합을 끊기 어려우므로 결합 에너지는 원자 사이의 결합이 강할수록 크다.

예) H₂(g) → H(g)+H(g) ΔH=436 kJ

Cl₂(g) → Cl(g)+Cl(g) ΔH=243 kJ

⇨ H-H의 결합 에너지(436 kJ/mol)는 Cl-Cl의 결합 에너지(243 kJ/mol)보다 크므로 결합의 세기는 H-H 결합이 Cl-Cl 결합보다 강하다.

• 같은 원자 사이의 결합이라도 공유 전자쌍 수가 증가할수록 결합 에너지가 증가한다.

예) 결합 에너지 : C≡C>C=C>C-C, N≡N>N=N>N-N

• C-H의 결합 에너지는 메테인(CH₄)과 에테인(C₂H₆)에서 다르다. 이와 같이 다원자 분자에서 같은 원자 사이의 결합이라도 조건에 따라 결합 에너지가 다르게 나타나므로 이때 결합 에너지는 평균값으로 나타낸다.

[몇 가지 결합의 결합 에너지]

※ 단, CO₂(g)에서 C=O의 결합 에너지는 799 kJ/mol이다.

⑵ 결합 에너지로부터 반응 엔탈피(ΔH) 구하기

① 결합이 끊어질 때 에너지를 흡수(ΔH>0)하고, 결합이 생성될 때 에너지를 방출(ΔH<0)한다. 그러므로 기체 반응은 반응물의 결합이 끊어져 원자 상태로 되고(1단계), 원자들이 결합하여 생성물이 되는(2단계) 2개의 단계로 생각할 수 있다.

예) 수소(H₂(g))와 염소(Cl₂(g))로부터 염화 수소(HCl(g))가 생성될 때의 반응 엔탈피(ΔH) 구하기

[1단계] 반응물의 결합이 끊어지는 과정

H₂(g)+Cl₂(g) → 2H(g)+2Cl(g) ΔH₁=436 kJ+243 kJ=679 kJ

[2단계] 생성물의 결합이 생성되는 과정

2H(g)+2Cl(g) → 2HCl(g) ΔH₂=-2×432 kJ=-864 kJ

• 반응 엔탈피(ΔH)：전체 반응은 1단계와 2단계 반응의 합이다.

ΔH=ΔH₁+ΔH₂=679 kJ+(-864 kJ)=-185 kJ

② 기체 반응에서 반응 엔탈피(ΔH)는 반응물의 결합이 끊어질 때 흡수하는 에너지(반응물의 결합 에너지 총합)에서 생성물의 결합이 생성될 때 방출하는 에너지(생성물의 결합 에너지 총합)를 뺀 값이다.

 

헤스 법칙

⑴ 헤스 법칙：화학 반응이 일어나는 동안에 반응물의 종류와 상태, 생성물의 종류와 상태가같으면 반응 경로에 관계없이 반응 엔탈피의 총합은 일정하다. 이를 헤스 법칙이라고 한다.

① 탄소의 연소 반응

• 경로Ⅰ : 탄소가 연소하여 직접 이산화 탄소로 되는 과정

C(s, 흑연)+O₂(g) → CO₂(g) ΔH₁=-393.5 kJ

• 경로Ⅱ：탄소가 연소하여 일산화 탄소로 되었다가 이산화 탄소로 되는 과정

C(s, 흑연)+1/2O₂(g) → CO(g) ΔH₂=-110.5 kJ

CO(g)+1/2O₂(g) → CO2(g) ΔH₃=-283 kJ

• 경로Ⅱ의 반응 엔탈피의 합은 ΔH₂+ΔH₃=-110.5 kJ+(-283 kJ)=-393.5 kJ로 경로Ⅰ의 반응 엔탈피 ΔH₁=-393.5 kJ과 같다. 따라서 처음 물질(반응물)과 나중 물질(생성물)의 종류와 상태가 같으면 반응 경로에 관계없이 출입하는 에너지는 같다.

② 황의 연소 반응

• 경로Ⅰ : 황이 연소되어 직접 삼산화 황으로 되는 과정

2S(s, 사방황)+3O₂(g) → 2SO₃(g) ΔH₁

• 경로Ⅱ : 황이 이산화 황이 되었다가 삼산화 황으로 되는 과정

2S(s, 사방황)+2O₂(g) → 2SO₂(g) ΔH₂

2SO₂(g)+O₂(g) → 2SO₃(g) ΔH₃

• S(s, 사방황)은 경로Ⅰ을 통해 바로 SO₃(g)이 될 수도, 경로Ⅱ를 통해 SO₂(g)이 되었다가 SO₃(g)이 될 수도 있다.
• 경로Ⅰ과 경로Ⅱ의 처음 상태는 모두 S(s, 사방황), O₂(g)이고, 나중 상태는 모두 SO₃(g)으로 같다.
• 경로Ⅰ의 반응 엔탈피와 경로Ⅱ의 반응 엔탈피의 합이 같다. ⇨ ΔH₁=ΔH₂+ΔH₃

⑵ 헤스 법칙의 이용：화학 반응의 반응 엔탈피를 직접 측정하기 어려운 경우 헤스 법칙을 이용한다.

① 구하고자 하는 반응의 열화학 반응식을 적는다.

② 주어지거나 변형한 열화학 반응식을 더하거나 빼서 반응 엔탈피를 구한다.

예) 헤스 법칙을 이용한 이산화 황(SO₂(g))의 생성 엔탈피(ΔH) 구하기

⇨ 경로 Ⅰ의 반응 엔탈피와 경로 Ⅱ의 반응 엔탈피의 합이 같으므로 ΔH₁=2×ΔH₂+ΔH₃에서 ΔH₂=1/2(ΔH₁-ΔH₃)이다.

따라서 ΔH₂=1/2(-791.4 kJ-(-197.8 kJ))=-296.8 kJ이므로 SO₂(g)의 생성 엔탈피(ΔH)는 –296.8 kJ/mol이다.

참고자료: EBS 수능특강 화학2