화학 반응식과 양적 관계

Stoichiometry

화학 반응식의 계수는 곧 몰 비이며, 기체의 경우 부피 비와도 같아요. 반응물이 과량으로 있으면 먼저 소진되는 한정 시약이 생성물 양을 결정하고, 반응 전후 총 질량은 보존돼요. 풀이 순서는 질량을 몰로 바꾼 뒤 계수비를 적용하고 다시 원하는 단위로 환산하는 흐름이에요. 이 페이지에서는 H₂와 O₂ 투입량을 바꿔 몰 비·한정 시약·질량 보존을 슬라이더로 확인해 봐요.

화학 반응식이 알려주는 것

H₂ 몰 수2 mol

💡 핵심: 계수 = 몰 비

①2H₂ + O₂ → 2H₂O에서 계수비 = 2:1:2

②이것은 곧 몰 비 = 2:1:2

③H₂ 2 mol이 반응하면 O₂ 1 mol 필요

④생성되는 H₂O도 정확히 2 mol

한정 시약

H₂ 투입량4 mol

O₂ 투입량1.5 mol

한정 시약 판별법

각 반응물의 투입 mol계수 를 비교 → 가장 작은 것이 한정 시약

한정 시약이 생성물의 양을 결정한다

🔍 슬라이더로 확인!

①H₂ = 4 mol, O₂ = 1.5 mol일 때: O₂가 한정 시약

②O₂ 1.5 mol → H₂O 3 mol 생성 → H₂ 1 mol 남음

③한정 시약이 모두 소진되면 반응 종료

④남는 반응물 = 과량 시약

질량 보존 법칙

질량 보존

반응물의 총 질량 = 생성물의 총 질량

원자는 생성되거나 소멸되지 않는다

몰 → 질량 변환

m = n × M

n: 몰 수, M: 몰 질량 [g/mol]

💡 양적 관계 풀이 순서

①반응식 완결 (미정계수법)

②주어진 양 → 몰 수로 변환

③계수비 적용 → 목표 물질의 몰 수

④몰 수 → 요구 단위로 변환 (질량, 부피 등)

직접 풀어보기

예제 1

2H₂ + O₂ → 2H₂O 에서 H₂ 4 mol이 완전히 반응할 때 생성되는 H₂O의 몰수는?

계수비가 곧 몰 비이므로 H₂와 H₂O의 몰 비를 적는다.

H₂ : H₂O = 2 : 2 = 1 : 1

몰 비가 1:1이므로 H₂의 몰수가 그대로 H₂O의 몰수가 된다.

4 mol H₂ → 4 mol H₂O

▸ 4 mol

계수비 2:2는 약분하면 1:1. 반응한 H₂와 생성된 H₂O의 몰수가 같다.

예제 2

C + O₂ → CO₂ 에서 탄소(C) 6 g이 완전 연소할 때 생성되는 CO₂의 질량은? (C=12, O=16)

질량을 몰수로 바꾼다.

n(C) = 6 g ÷ 12 g/mol = 0.5 mol

계수비 C:CO₂=1:1로 CO₂의 몰수를 구하고 질량으로 환산한다. (M(CO₂)=44)

0.5 mol × 44 g/mol = 22 g

▸ 22 g

질량 → 몰 → 계수비 → 몰 → 질량의 표준 흐름을 그대로 따른다.

총정리

양적 관계의 핵심

계수비 = 몰 비 = 부피 비 (기체)

화학 반응식의 계수가 모든 양적 관계의 열쇠

2022 평가원 모평 화학Ⅰ 유형 변형

N₂ + 3H₂ → 2NH₃ 에서 N₂ 2 mol과 H₂ 3 mol을 반응시킬 때, 생성되는 NH₃의 최대 몰수는? (한 반응물이 부족)

①1 mol

②2 mol

③3 mol

④4 mol

⑤6 mol

▸ ② 2 mol

N₂ 2 mol을 모두 쓰려면 H₂ 6 mol이 필요하지만 H₂는 3 mol뿐이므로 H₂가 한정 시약이다.

한정 시약 H₂ 3 mol에 계수비 2 NH₃ / 3 H₂를 적용한다.

3 mol H₂ × 23 = 2 mol NH₃

🎯 시험 포인트

①계수비 = 몰 비 (기체이면 부피 비도 같음)

②한정 시약 판별: 각 반응물의 mol/계수 비교

③질량 보존: 반응 전후 총 질량 불변

④몰 → 질량: m = nM, 몰 → 부피(STP): V = 22.4n

⑤미정계수법: 각 원소별 원자 수 맞추기