발열반응과 흡열반응

발열반응과 흡열반응

1.반응열

2.반응열의 측정

3.열화학 반응식

학습 목표

발열 반응과 흡열 반응에 관한 실험을 실시하고, 그 결과를 해석할 수 있다.
연소열을 실험에 의하여 측정할 수 있다.
실생활에 이용되는 반응열의 예를 찾아보고, 이를 효과적이고 경제적으로 이용하는 태도를 갖는다.

● 준비 학습 ●

1. 화학 반응에서 발열 반응과 흡열 반응의 예를 조사하여 보자.

☞ 발열 반응 : 연료의 연소, 금속의 산화, ☞ 흡열 반응 : 에탄올의 증발, 드라이아이스의 승화

2. 화학 반응이 일어날 때는 반드시 열을 방출하거나 흡수한다면 그 원인이 무엇인가 조사하여 보자.

3. 반응열을 측정하는 실험 과정을 설계하고 서로 토론하여 보자.

☞ 반응열을 측정하는 기본적인 원리는 반응을 일으키고 이 반응열을 물에 흡수시켜 물의 온도 변화로부터 반응열의 양을 계산한다.

4. 여러 가지 연료의 연소열을 측정하여 어떤 연료가 일상 생활에서 더 유용한지 조사하여 보자.

☞ 일상 생활에서 쓰는 연료는 연소열이 크고, 공해가 적으며 다루기 편리해야 한다.

5. 열화학 반응식은 어떻게 쓰는지 알아보자.

☞ 화학 반응식에 열의 출입을 함께 나타난다.

1. 반응열

◎ 반응열

화학 반응을 할 때 방출하거나 흡수되는 열

▷ 반응물의 에너지와 생성물의 에너지의 차이

▷CH₄(g) ＋ 2O₂(g) → CO₂(g) ＋ 2H₂O(l) ＋ 890kJ

4C－H의 결합을 끊기, 2O=O의 결합 끊기 → E 필요

2C=O의 결합이 생성, 2O－H의 결합 생성 → E 방출

→필요 에너지와 방출 에너지의 차이가 반응열

◎ 엔탈피(H)

각 물질이 가지고 있는 고유한 에너지(열함량)

엔탈피의 변화량(△H) = H_생성물 － H_반응물

발열 반응 : H_생성물 〈 H_반응물, △H〈 0

흡열 반응 : H_생성물〉H_반응물, △H 〉 0

◎ 열화학반응식

화학 반응이 일어날 때의 반응열을 화학 반응식과 함께 나타낸 것 (Q, △H로 나타냄)

예) 25℃, 1기압에서 수소와 산소를 반응시켜 물 18g을 만들 때 68.3kcal의 에너지가 발생한다.

H₂(g) ＋ 1/2O₂(g) → H₂O(l) ＋ 68.3kcal (Q＞0)

H₂(g) ＋ 1/2O₂(g) → H₂O(l), △H ＝－68.3kcal (△H＜0)

반응열의 종류

연소열 : 물질 1몰이 완전히 연소할 때 발생하는 열량을 연소열이라 한다. 연소열은 어느 것이나 모두 발열 반응이다.
▶ CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O + 890kJ (ΔH = -890kJ)
중화열 : 산과 염기가 각각 1그램 당량씩 반응하여, 1몰의 물을 생성할 때 발생하는 열량을 중화열이라고 한다. 강산과 강염기의 수용액이 중화할 때는 산이나 염기의 종류에 관계 없이 일정한 값을 갖는다. 이것은 중화 반응에서 H⁺, OH^-만이 다음과 같이 반응하기 때문이다.
▶ H⁺ + OH^- → H₂O (ΔH = -54.8kJ)
생성열 : 1몰의 화합물이 그 성분 원소의 홑원소 물질에서 생길 때 발생 또는 흡수하는 열량을 생성열이라 한다.
분해열 : 1몰의 화합물을 그 성분 원소의 홑원소 물질로 분해할 때 발생 또는 흡수하는 반응열을 분해열이라 한다. 분해열은 생성열과 같지만 부호가 반대이다.
▶ HCl(g) → ½H₂(g) + ½Cl₂(g) - 92.5kJ (ΔH = 92.5kJ)
용해열 : 물질 1몰이 다량의 물에 녹을 때 발생 또는 흡수하는 열량을 용해열이라 한다. 용해열은 발열인 경우와 흡열인 경우가 있으며 암모늄염, 칼륨염, 나트륨염 등 염의 종류에서는 용해열을 흡수하는 경우가 많다.
▶ H₂SO₄(l) → H₂SO₄(aq) + 79.5kJ (ΔH = -79.5kJ)

여러 가지 물질의 반응열

<연소열>
물 질(연소열)	Kcal/mol	물 질(생성열)	Kcal/mol	물 질(용해열)	Kcal/mol
수소 (H₂)	68.3	물(액체) (H₂O)	68.3	염화나트륨 (NaCl)	-0.93
탄소(흑연) (C)	94.1	염화수소 (HCl)	22.1	티오황산나트륨 (Na₂S₂O₃ ·5H₂O)	-11.3
일산화탄소 (CO)	67.6	브롬화수소 (HBr)	8.7	수산화나트륨 (NaOH)	10.1
메탄 (CH₄)	212.8	일산화질소 (NO)	-21.6	황산 (H₂SO₄)	19.0
프로판 (C₃H₈)	530.6	이산화탄소 (CO₂)	94.1

2.반응열의 측정

화학 반응에서 방출되거나 흡수하는 열량은 열량계를 이용하여 측정할 수 있다.

종류
- 스티로폼 열량계 : 스티로폼으로 된 열량계로서 반응 후 컵 안에 있는 물의 온도 변화를 측정하여 반응열을 측정할 수 있다.
- 봄베 열량계 : 반응 물질이 들어 있는 용기를 물에 넣고 반응시키면 발생하거나 흡수하는 열량 때문에 물의 온도가 올라가거나 내려가는데, 이 때 반응 전 물의 온도와 반응 후 물의 온도 차이에 의하여 반응열을 알아내는 장치이다. 주로 기체가 관여하는 반응에 이용되며 특히, 연소에 의한 발열량을 측정하는데 흔히 사용되므로 연소 열량계라고 불리기도 한다.
열량계를 이용한 연료의 연소열 측정
연소는 연료 중의 원소나 화합물이 산소와 결합하는 산화 반응이다. 연료가 공기 중에서 연소하면 대개 이산화탄소와 물이 생성되면서 에너지가 방출된다. 이 때 방출되는 에너지의 대부분은 열과 빛의 형태로 방출되며 그 중에서 열의 형태로 방출되는 에너지를 연소열이라고 한다.
연소열을 열량계를 이용하여 측정하려면 다음과 같은 과정이 필요한다.
- 일정량의 물을 담은 용기에 물의 온도 변화를 측정하기 위한 온도계를 넣는다.
- 물 속에 철제의 내압 연소 봄베에 일정량의 시료와 고압 산소를 넣은 것을 가라 앉힌다.
- 봄베 속의 전열선에 일정 시간 전류를 흐르게 하여 시료를 완전히 연소시킨다. 이 때 발생한 열은 주위의 물과 내압 연소 봄베에 흡수되므로, 수온의 변화에서 총발열량이 구해진다. 시약의 연소에 의한 발열량은 총발열량에서 전류에 의한 발열량을 빼면 구할 수 있다.
  수온의 변화에 따른 총발열량을 구할 때에는 다음 공식을 이용한다.
  ▶ 열량 = 물의 질량 × 물의 비열 × 물의 온도 변화

반응열의 계산

화학 반응이 느리거나 반응열이 작거나 또는 열량계 속에서 반응시키기 어려운 것은 실험적으로 반응열을 구할 수 없다. 이 때에는 여러 열화학 반응식으로부터 헤스의 법칙을 이용한 계산을 통하여 반응열을 구한다.

헤스의 법칙
스위스의 화학자 헤스는 반응 과정의 반응열에 관한 여러 가지 실험 결과에서 다음과 같은 관계를 발표했다.

"화학 변화에 있어서 반응 전의 물질의 상태와 반응 후의 물질의 상태가 결정되면, 반응 과정이 달라도 그 사이에 출입하는 열량의 총합은 일정하다"

이것을 '총열량 불변의 법칙' 또는 '헤스의 법칙'이라 한다.
헤스의 법칙의 이용
헤스의 법칙을 이용하면 실험에서는 구할 수 없는 반응열을 알고 있는 열화학 반응식에서 구할 수 있다.

예) 일산화탄소가 산소와 결합하여 이산화탄소를 만드는 반응열 구하기
▶ CO + ½O₂ → CO₂ (ΔH = ?)

이산화탄소가 만들어지는 열화학 반응식(A)과 일산화탄소가 만들어지는 열화학 반응식(B)을 이용하면 일산화탄소에서 이산화탄소가 만들어지는 반응의 반응열을 구할 수 있다.

▶ C + O₂ → CO₂ (ΔH = -394kJ) ………………… A
▶ C + ½O₂ → CO (ΔH = -110.5kJ) ………………B

A반응식에서 B반응식을 빼면, 일산화탄소가 산소와 결합하여 이산화탄소를 만드는 반응은 발열반응이고 반응열은 285.5kJ임을 알 수 있다.

▶ CO + ½O₂ → CO₂ (ΔH = -283.5kJ)

3.열화학 반응식

화학 반응식에 열량을 기입할 때는 다음과 같은 점에 주의한다.

반응열은 물질의 몰 단위 당 열량으로 나타낸다.
화학 반응식의 오른쪽에 반응열을 함께 표시하고, 발열 반응이면 (+), 흡열 반응이면 (-) 부호를 열량 앞에 표시한다.
반응열은 반응 물질의 상태에 따라 다르므로 반응식에 반드시 물질의 상태를 함께 나타낸다. 즉, 고체는 (s), 액체는 (l), 기체는 (g), 수용액 상태는 (aq)로 나타낸다. (단 H₂, O₂ 등과 같이 기체임을 알고 있는 경우에는 생략하는 경우가 있다.)
▶ 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g) ΔH = -483.7kJ
▶ 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l) ΔH = -571.7kJ

기체 상태의 수증기를 만드는 경우 2몰의 2H₂는 연소되어 483.7kJ의 열을 방출하지만, 액체 상태의 물을 만드는 경우 571.7kJ의 열이 방출된다. 이 경우 추가의 열은 기체 상태의 수증기가 물로 응결될 때 나온 것이다.
온도와 압력을 함께 나타낸다. 그것은 온도와 압력에 따라 물질이 가지는 에너지가 다르므로 그에 따라 반응열의 크기도 달라지기 때문이다. 그런데 반응식에 온도와 압력이 나타나 있지 않은 경우는 1기압, 25℃에서 일어난 반응임을 뜻한다.
같은 조성의 물질이라도 그 구조가 다르면 반응열이 다르다. 예를 들어 흑연과 다이아몬드는 다같이 탄소로 이루어져 있으며, 연소의 화학 반응식은 같지만 연소열은 다르다. 그 때문에 열화학 반응식은 다음과 같이 구별한다.
▶ C(흑연) + O₂ → CO₂ + 393.7kJ
▶ C(다이아몬드) + O₂ → CO₂ + 395.4kJ
물질이 물에 녹아 수용액이 되는 경우에는 에너지의 증감이 있어 물질 뒤에 aq를 붙인다.
화학 반응식은 계수에 분수를 쓰지 않지만, 열화학 반응식은 분수를 써도 된다.
열화학 반응식은 대수식처럼 화학식이나 열량을 이항할 수 있으며 가감할 수도 있다.
- 열화학 반응식이 어떤 인자로 곱해지면 반응열도 원래 반응식의 반응열에 같은 인자를 곱해 얻을 수 있다.
  예) 암모니아 합성에 관한 열화학 반응식
  
  ▶ N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) ΔH = -91.8kJ
  
  질소와 수소의 몰수를 두 배로하여 암모니아를 생성하는 경우에는, 다음과 같이 나타낼 수 있다.
  
  ▶ 2N₂(g) + 6H₂(g) → 4NH₃(g) ΔH = -183.6kJ
- 역반응의 경우 부호를 바꾼다.
  예) 암모니아 합성 반응의 역반응
  
  ▶ 2NH₃(g) → N₂(g) + 3H₂(g) ΔH = 91.8kJ
  
  만약 1몰의 암모니아에 관한 식으로 표현하고 싶다면, 다음과 같이 나타낼 수 있다.
  
  ▶ NH₃(g) → 1/2N₂(g) + 3/2H₂(g) ΔH = 45.9kJ

여러 가지 열화학 반응식과 반응열

< 여러 가지 열화학 반응식과 반응열>
(25℃, 1기압)
화 학 반 응 식	반 응 열
C(s) + O₂(g) → CO₂(g) + Q	발열 394 kJ
C(s) + ½ O₂(g) → CO(g) + Q	발열 110.5 kJ
N₂(g) + O₂(g) + Q → 2NO	흡열 189 kJ
N₂(g) + 2O₂(g) + Q → 2NO₂	흡열 68 kJ
H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l) + Q	발열 286 kJ