반응열(펌)

[김준성]

반응열 : 화학반응이 일어날 때 방출하거나 흡수하는 열량

① 발열반응(Q>0) : 반응물의 에너지가 생성물의 에너지보다 커서 반응이 일어날 때 열을 방출하는 반응

(반응 후 온도 상승), 생성물이 안정

(예) C(s) +O2(g) --→ CO2(g) + 393.5kJ

② 흡열반응(Q<0) : 생성물의 에너지가 반응물의 에너지보다 커서 반응이 일어날 때 열을 흡수하는 반응

(반응 후 온도 하강). 반응물이 안정

(예) HgO(s) --→ Hg(l) + 1/2O2(g) - 90.8kJ

나. 열화학반응식 : 화학 반응식에 각 물질의 물리적 상태와 열에너지의 변화을 함께 나타낸 식

① 화학 반응식에 나타낸 계수들은 mol수를 나타낸다.

② 어떤 물질이 가지는 엔탈피는 상태에 따라 달라지므로 열화학 반응식에는 반드시 물질의 상태,

즉 고체(s), 액체(l), 기체(g) 및 수용액(aq) 등을 표시해야 한다.

③ 열화학 반응식에는 반응 조건, 즉 온도와 압력을 표시하여야 한다. 일반적으로 온도와 압력의 표시가 없을

때는 25℃, 1atm을 의미함.

④ 화학 반응식의 계수가 변하면 엔탈피 값도 변한다.

(예) H2(g) + 1/2O2(g) ---→ H2O(l), ΔH= -68.3kcal

2H2(g) + O2(g) ---→ 2H2O(l), ΔH= -136.6kcal --> 계수를 2배하면, 엔탈피 값도 2배

⑤ 역반응이 일어날때는 출입하는 열에너지의 크기는 같고, 부호는 반대가 된다.

2. 엔탈피

가. 엔탈피(H) : 어떤 물질이 일정한 온도와 압력 밑에서 생성되는 동안, 그 물질 속에 축적된 열에너지

※ 표준 엔탈피 : 1기압, 25℃ 때의 엔탈피, 반응 조건이 표시되지 않는 경우엔 모두 표준 엔탈피를 의미한다.

나. 엔탈피변화(ΔH) : 화학 반응에서 생성 물질의 엔탈피에서 반응 물질의 엔탈피를 뺀 값

※ 엔탈피 변화(ΔH) = (생성 물질의 엔탈피) - (반응 물질의 엔탈피)

① 발열 반응 : 열이 방출되어 엔탈피가 감소하므로 ΔH<0 이다.

(예) H2(g) + 1/2O2(g) --→ H2O(l), ΔH= -285.5kJ 또는 H2(g) + 1/2O2(g) --→ H2O(l) + 285.5kJ

② 흡열 반응 : 열이 흡수되어 엔탈피가 증가하므로 ΔH>0 이다.

(예) HgO(s) --→ Hg(l) +1/2O2(g), ΔH= 90.8kJ 또는 HgO(s) --→ Hg(l) + 1/2O2(g) - 90.8kJ

3. 반응열의 측정과 종류

가. 반응열의 측정

① 열용량(C) : 어떤 물질의 온도를 1℃ 올리는 데 필요한 열량 (단위: J/g․℃)

열량계의 열용량이 클수록 주어진 온도변화를 일으키는데 필요한 열량이 크다.

비열(c) : 물질 1g을 1℃ 높이는 데 필요한 열량 (단위: J/g․℃)

※ 열용량 = 질량(m) × 비열(c)

② 반응열(Q) = 질량(m) × 비열(c) × 온도변화(Δt) = 열용량(C) × 온도변화(Δt)

③ 봄베열량계를 이용한 반응열 측정 : 화학반응에서 발생하는 열량은 열량계속의 물과 용기가 얻은 열량의 합

Q = Q물 + Q봄베 = c물 × m물 × Δt + C봄베 × Δt

④ 간이열량계를 이용한 반응열 측정

: 간이열량계로 연소열을 구할때는 연료가 연소할 때 방출하는 열량을 물이 모두 흡수한다고 가정

⇒ 물이 얻은 열량 = 물의 비열 × 물의 질량 × 물의 온도변화

연소열(KJ/g) = (연소된 연료의 질량 = 알콜램프 처음질량 - 나중질량)

나. 반응열의 종류

① 연소열 : 어떤 물질 1 몰이 완전 연소할 때 발생하는 열량, 대체로 발열반응이어서 ΔH는 (-)값을 갖는다.

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

② 생성열: 어떤 화합물 1몰이 성분 홑원소 물질로부터 생성될 때의 반응열. 25℃, 1 기압일 때의 생성열을

표준생성열(ΔHf°)이라 한다. 홑원소 물질로부터 생성될 때의 반응열이다.

☞ 표준생성열이 작은 물질일수록 상대적으로 안정하다.

③ 분해열 : 어떤 화합물 1몰이 성분의 홑원소 물질로 분해될 때의 반응열로, 분해 반응은 성성될 때의 역반응

이므로, 분해열은 생성열과 같으나 부호가 반대이다.

④ 용해열 : 어떤 용질 1몰이 다량의 물에 용해될 때 출입하는 열량

대부분의 고체들이 물에 용해되는 반응은 흡열, NaOH, KOH등의 고체가 용해되는 반응은 발열반응

기체 및 액체가 물에 용해되는 반응은 발열반응

(예) H2SO4(l) + aq --→ H2SO4(aq), ΔH = -19.0kcal

⑤ 중화열 : 산의 H+ 1몰과 염기의 OH- 1몰이 중화될 때 생성되는 에너지. 즉, 산과 염기가 반응하여 H2O(l)

1mol이 생성될 때 발생하는 열량, 강산과 강염기의 중화열은 종류에 관계없이 13.8kcal의 열량 발생

(예) HCl(aq) + NaOH(aq) ---→ NaCl(aq) + H2O(l), ΔH = -13.8kcal

☞ 알짜이온 반응식: H+(aq) + OH-(aq) ---→ H2O(l), ΔH = -13.8kcal

4. 헤스의 법칙

가. 헤스의 법칙(총열량 불변의 법칙) : 화학 변화가 일어나는 동안에 발생 또는 흡수한 열량은 반응전의 물질의

종류와 상태 및 반응후의 물질의 종류와 상태가 결정되면, 반응 경로에는

관계없이 항상 일정하다.

경로 1) 탄소가 직접 이산화탄소로 되는 경우

C(s) + O2(g) --→ CO2(g), ΔH = -395KJ … ①

경로 2) 탄소가 일산화 탄소가 되었다가 이산화탄소로 되는 경우

C(s) + 1/2O2(g) --→ CO(g), ΔH = -111KJ … ②

CO(g) + 1/2O2(g) --→ CO2(g), ΔH = -284KJ … ③

☞ 각 경로의 반응식의 합은 서로 같다. (①식=②식+③식).

나. 헤스의 법칙 응용 : 실험적으로 구하기 어려운 반응열을 계산에 의해 구할 수 있다.

① 구하고자 하는 열화학반응식을 완결한다.

② 열화학 반응식의 계수를 맞추어 준다.

③ 주어지거나 변형한 화학 반응식을 더하거나 빼서 반응열을 산출한다.

다. 결합에너지와 반응열 : 결합이 끊어질때는 에너지를 흡수하고, 결합이 생성될때는 에너지를 방출한다.

① 결합에너지 : 기체상태의 두 원자 사이의 공유결합 1몰을 끊어서 중성 원자로 만드는데 필요한 에너지

- 원자사이의 공유결합을 끊을때는 에너지를 가해야 하기 때문에 엔탈피값은 언제나 (+)값을 가진다.

- 결합에너지는 원자 사이의 결합이 강할수록 크다.

- 결합에너지는 결합의 극성이 클수록 증가한다. (H-F > H-Cl > H-Br > H-I)

- 결합에너지는 결합수가 증가할수록 커진다.

- 결합에너지는 결합 길이가 짧을수록 크다.

② 결합에너지와 반응열 : 끊어지는 결합과 생성되는 결합의 수가 같을 경우, 생성되는 결합이 강하면 발열반응,

끊어지는 결합이 강하면 흡열반응이다.

ΔH° = 끊어지는 결합에너지의 합 - 생성되는 결합에너지의 합 = 흡수되는 열량 - 방출되는 열량

= 반응 물질의 결합에너지의 합 - 생성 물질의 결합에너지의 합