seegongsik
고등학교 2~3학년 (16-18세)

반응 엔탈피

Reaction Enthalpy

손난로는 철이 녹스는 반응에서 나오는 열로 따뜻해지고, 냉찜질 팩은 질산 암모늄이 물에 녹으며 열을 흡수해 차가워져요. 반응이 열을 내놓는지 흡수하는지는 생성물과 반응물의 엔탈피 차이 ΔH 로 나타내며, ΔH 가 음수면 발열, 양수면 흡열이에요. 반응물의 결합을 끊는 데는 에너지가 들고 생성물의 결합이 생길 때는 에너지가 나오므로 결합 에너지로 ΔH 를 어림할 수 있고, 엔탈피는 처음과 끝 상태만으로 정해져서 여러 반응을 더하고 빼어 ΔH 를 구할 수도 있어요(헤스 법칙). 그림에서는 ΔH 에 따라 바뀌는 에너지 언덕, H₂ 와 Cl₂ 가 HCl 이 되는 동안의 에너지 출입, 탄소가 이산화 탄소가 되는 두 경로를 볼 수 있어요.

에너지 언덕 넘기

💡 산을 넘는 길에 빗대면
①반응물이 생성물이 되려면 에너지가 높은 전이 상태라는 언덕을 넘어야 한다
②언덕의 높이가 활성화 에너지 Eₐ 다. 반응이 시작되려면 적어도 이만큼의 에너지가 필요하다
③도착지(생성물)가 출발지(반응물)보다 낮으면 그 차이만큼 열을 내놓는다. 발열 반응이고 ΔH < 0 이다
④도착지가 출발지보다 높으면 그 차이만큼 열을 흡수한다. 흡열 반응이고 ΔH > 0 이다
⑤ΔH 는 출발지와 도착지의 높이 차이일 뿐이어서 언덕의 높이(Eₐ)와는 따로 정해진다

엔탈피 그림 읽기

−40 kJ
🔍 슬라이더로 확인할 것
①ΔH 를 음수로 두면 생성물이 반응물보다 아래에 놓인다. 발열이다
②ΔH 를 양수로 두면 생성물이 위로 올라간다. 흡열이다
③어느 쪽이든 반응물은 먼저 전이 상태의 꼭대기까지 올라가야 한다
④흡열 반응에서는 Eₐ 가 ΔH 보다 크다. 생성물이 반응물보다 높으니 언덕 꼭대기는 그보다 더 높아야 하기 때문이다

결합 에너지로 ΔH 구하기

30%
결합 에너지로 ΔH 구하기
ΔH = Σ(반응물 결합 에너지) − Σ(생성물 결합 에너지)
끊는 결합이 흡수하는 에너지에서 새로 생기는 결합이 내놓는 에너지를 뺀다
💡 이 식이 성립하는 까닭
①모든 반응은 반응물의 결합을 끊고 생성물의 결합을 만드는 두 단계로 나누어 볼 수 있다
②결합을 끊으려면 언제나 에너지가 든다. 그림의 앞쪽 절반에서 H–H 436 kJ 와 Cl–Cl 243 kJ, 모두 679 kJ 를 흡수한다
③결합이 생기면 언제나 에너지가 나온다. 뒤쪽 절반에서 H–Cl 두 개가 생기며 2 × 431 = 862 kJ 를 내놓는다
④내놓은 에너지가 흡수한 에너지보다 183 kJ 많으므로 ΔH = −183 kJ 인 발열 반응이다
⑤새로 생긴 결합이 끊어진 결합보다 강할수록 더 많은 열이 나온다

헤스 법칙

헤스의 법칙
ΔH총 = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃ + ⋯
반응 경로와 관계없이 전체 엔탈피 변화는 처음과 끝 상태만으로 정해진다
생성 엔탈피로 구하기
ΔH = Σ(생성물의 생성 엔탈피) − Σ(반응물의 생성 엔탈피)
홑원소 물질을 0 으로 잡은 생성 엔탈피 표가 있으면 어떤 반응의 ΔH 도 계산할 수 있다
💡 경로와 관계없는 까닭
①엔탈피는 지금의 상태만으로 정해지는 상태 함수다
②산꼭대기에서 바닷가까지 내려가는 높이 차이는 큰길로 가든 오솔길로 가든 같다
③그림에서 C 가 O₂ 와 한 번에 반응해도 −394 kJ, CO 를 거쳐 두 번에 나누어 반응해도 −111 + (−283) = −394 kJ 다
④그래서 탄소를 CO 까지만 태우는 반응처럼 직접 재기 어려운 반응의 ΔH 도 다른 반응을 더하고 빼서 구할 수 있다

예제로 익히기

예제 1
H₂ + Cl₂ → 2HCl 반응의 ΔH를 결합 에너지로 구하시오. (H−H = 436, Cl−Cl = 243, H−Cl = 431 kJ/mol)
1
끊는 결합(H–H 1개, Cl–Cl 1개)의 에너지 합에서 만드는 결합(H–Cl 2개)의 에너지 합을 뺀다.
ΔH = (436 + 243) − (2 × 431)
2
괄호를 풀어 계산한다.
ΔH = 679 − 862 = −183 kJ
▸ −183 kJ (발열 반응)
새로 생긴 H–Cl 결합 두 개가 끊어진 두 결합보다 강해서 열이 나온다. 결합 에너지 그림에서 진행을 끝까지 올렸을 때의 값이다.
예제 2
다음 두 반응으로 C + ½O₂ → CO의 ΔH를 구하시오. (가) C + O₂ → CO₂, ΔH = −394 kJ (나) CO + ½O₂ → CO₂, ΔH = −283 kJ
1
구하려는 반응은 (가)에서 (나)를 뺀 것과 같다. (가) − (나) 를 하면 CO₂ 가 지워진다.
C + ½O₂ → CO = (가) − (나)
2
ΔH 도 같은 방식으로 뺀다.
ΔH = (−394) − (−283) = −111 kJ
▸ −111 kJ
헤스 법칙 그림의 가운데 수준(CO + ½O₂)이 바로 이 −111 kJ 다. 직접 재기 어려운 반응을 잴 수 있는 반응 두 개로 구했다.

총정리

핵심 공식
ΔH = Σ(끊는 결합 에너지) − Σ(만드는 결합 에너지)
또는 ΔH = Σ(생성물의 생성 엔탈피) − Σ(반응물의 생성 엔탈피)
수능 유형 변형
어떤 반응에서 반응물의 결합 에너지 합이 1000 kJ, 생성물의 결합 에너지 합이 1200 kJ이다. 이 반응의 ΔH와 종류는?
①+200 kJ, 흡열
②−200 kJ, 발열
③+2200 kJ, 흡열
④−2200 kJ, 발열
⑤0 kJ, 열 출입 없음
▸ ② −200 kJ, 발열
1
ΔH = Σ(끊는 결합 에너지) − Σ(만드는 결합 에너지) 에 넣는다.
ΔH = 1000 − 1200 = −200 kJ
2
ΔH < 0 이므로 발열 반응이다. 생성물의 결합이 더 강하다.
ΔH < 0 → 발열
🎯 시험 포인트
①ΔH < 0 이면 발열 반응이고, 생성물이 반응물보다 에너지가 낮아 안정하다
②ΔH > 0 이면 흡열 반응이다
③헤스 법칙: 경로와 관계없이 ΔH 는 처음과 끝 상태로 정해진다. 반응식을 더하고 빼면 ΔH 도 더하고 뺀다
④생성 엔탈피: 홑원소 물질로부터 화합물 1 mol 이 생길 때의 ΔH
⑤활성화 에너지는 반응이 일어나는 데 필요한 최소 에너지이고, ΔH 와는 따로 정해진다
← 이전
용액의 성질
다음 →
화학 평형

마지막 수정

이 페이지가 도움 됐다면 후원하기