화학 고3 화학 변화의 자발성

엔탈피와 열화학

Q: H와 그냥 반응열 Q는 같은 건가요?

일정한 압력에서는 H = Qp로 같습니다. 다만 부호 관습이 다를 수 있어 주의해야 합니다. 흔히 '반응열'이라 하면 '발열량'을 양수로 말하는 경우가 있는데, H는 언제나 계 기준이라 발열이면 음수입니다. 시험에서는 H 표기를 쓰는 것이 안전합니다.

Q: 왜 내부 에너지 U가 아니라 엔탈피 H를 쓰나요?

기체가 늘어나는 반응은 대기를 밀어내는 일(p V)을 하는데, 이 일에 쓰인 에너지는 열로 나오지 못합니다. 엔탈피는 H = U + pV로 정의되어 이 몫을 미리 포함하고 있어서, 뚜껑 열린 용기(일정 압력)에서 잰 열이 곧바로 H가 됩니다. 화학 실험 대부분이 그런 조건이라 화학에서는 H가 표준입니다.

Q: 엔탈피 H의 절댓값은 왜 구하지 않나요?

절대적인 엔탈피 값은 알 수도 없고 필요하지도 않습니다. 열로 드러나는 것은 언제나 차이( H)뿐이기 때문입니다. 그래서 화학은 홑원소 물질의 엔탈피를 0으로 정하는 기준점을 만들어 두고 모든 값을 그로부터의 차이로 나타냅니다 — 그것이 표준 생성 엔탈피입니다.

일정 압력에서의 열 함량 변화(ΔH)로, 발열 반응(ΔH<0)과 흡열 반응(ΔH>0)을 정량화한다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

일정한 압력에서 계가 가진 열의 양을 나타내는 상태 함수로, 반응 엔탈피

Δ H = H_{생성물} - H_{반응물}

가 음수면 발열, 양수면 흡열 반응입니다.

엔탈피는 통장 잔고,

Δ H

는 입출금 내역입니다. 잔고 자체(

H

)는 알 수 없지만 얼마가 들어오고 나갔는지(

Δ H

)는 정확히 잴 수 있습니다 — 열화학이 다루는 것은 언제나 이 차액입니다.

쉽게 말하면

화학 반응이 열을 내놓거나 흡수하는 근본 원인은 결합에 있습니다. 반응물의 결합을 끊는 데는 에너지가 들고, 생성물의 결합이 만들어질 때는 에너지가 나옵니다. 나오는 쪽이 더 크면 남는 에너지가 열로 방출되고( $Δ H < 0$ ), 드는 쪽이 더 크면 주위에서 열을 빨아들입니다( $Δ H > 0$ ). 이 계산의 도구가 결합 에너지(결합 엔탈피)입니다.

왜 그냥 '열'이라 하지 않고 굳이 엔탈피라는 새 이름을 붙일까요. 기체가 발생하는 반응은 부피가 늘면서 대기를 밀어내는 일까지 합니다. 이 팽창 일까지 미리 포함해 정의한 양이 엔탈피여서, 열역학 제1법칙의 내부 에너지 대신 엔탈피를 쓰면 '일정한 압력에서 주고받은 열 $= Δ H$ '라는 간단한 관계가 성립합니다. 실험실의 반응은 대부분 뚜껑 열린 비커, 즉 일정 압력이므로 화학에서는 엔탈피가 훨씬 편합니다.

엔탈피의 진짜 힘은 그것이 상태 함수라는 데 있습니다. 어떤 경로로 반응했든 $Δ H$ 는 시작 상태와 끝 상태만으로 결정됩니다. 여기서 헤스 법칙이 나오고, 직접 측정할 수 없는 반응의 열까지 계산으로 얻을 수 있게 됩니다.

다만 $Δ H$ 하나만으로 '이 반응이 일어날까'를 판단할 수는 없습니다. 얼음이 녹는 것은 흡열인데도 상온에서 저절로 일어납니다. 여기에 엔트로피를 더해야 비로소 답이 나오며, 그것이 자발성과 열역학 제2법칙과 깁스 자유 에너지와 자발성의 주제입니다.

이렇게 나타납니다

예시 1

메테인의 연소 — 대표적인 발열 반응

$C H_{4} (g) + 2 O_{2} (g) \to C O_{2} (g) + 2 H_{2} O (l), Δ H = - 890 kJ$

메테인 1몰이 완전 연소하면 약 $890 kJ$ 의 열이 주위로 나갑니다. 계는 에너지를 잃었으므로 $Δ H$ 는 음수이고, 주위(냄비, 공기)의 온도는 올라갑니다. 부호가 음수라고 '차가워진다'는 뜻이 아닙니다.
예시 2

얼음이 녹는 것 — 흡열 변화

$H_{2} O (s) \to H_{2} O (l), Δ H \approx + 6.0 kJ/mol$

얼음이 물이 되려면 열을 흡수해야 합니다. 손에 얼음을 쥐면 차가운 이유가 이것입니다 — 얼음이 손에서 열을 가져가기 때문이지, 얼음이 '차가움'을 내보내서가 아닙니다. 화학 변화가 아닌 상태 변화에도 엔탈피 개념은 그대로 적용됩니다.
예시 3

열화학 반응식은 계수와 함께 읽어야 한다

$H_{2} (g) + \frac{1}{2} O_{2} (g) \to H_{2} O (l), Δ H = - 286 kJ ⟹ 2 H_{2} (g) + O_{2} (g) \to 2 H_{2} O (l), Δ H = - 572 kJ$

$Δ H$ 는 '그 반응식대로 반응이 일어났을 때'의 값이므로 계수를 2배 하면 $Δ H$ 도 2배입니다. 또 물이 액체냐 기체냐에 따라 값이 달라지므로, 열화학 반응식에는 반드시 상태 $(s), (l), (g)$ 를 적어야 합니다.

순서대로 하면

열화학 반응식을 다루는 세 가지 규칙

1모든 물질에 상태 $(s), (l), (g), (a q)$ 를 표시합니다. 상태가 다르면 $Δ H$ 도 다릅니다.
2반응식 전체에 $n$ 을 곱하면 $Δ H$ 에도 $n$ 을 곱합니다.
3반응식을 뒤집으면 $Δ H$ 의 부호만 바꿉니다. 크기는 그대로입니다.
4 $Δ H$ 의 부호는 언제나 '계'의 입장에서 씁니다 — 계가 열을 잃으면 $(-)$ , 얻으면 $(+)$ .

발열 반응과 흡열 반응

구분	발열 반응	흡열 반응
$Δ H$ 의 부호	$Δ H < 0$	$Δ H > 0$
열의 이동	계 → 주위 (열을 내놓음)	주위 → 계 (열을 흡수함)
주위의 온도	올라감	내려감
에너지 크기	생성물이 반응물보다 낮음	생성물이 반응물보다 높음
예	연소, 중화, 금속의 산화	얼음의 융해, 광합성, 질산 암모늄의 용해

자주 하는 오해

발열 반응은 온도가 올라가니까

Δ H

도 양수라고 쓰기

이렇게 생각하기 쉬움연소하면 뜨거워지니까 에너지가 커진 것 →

Δ H > 0

실제로는연소는 발열이므로

Δ H < 0

입니다. 뜨거워지는 것은 '주위'이고, 열을 잃은 것은 '계'입니다.

Δ H

는 반응 물질(계)의 엔탈피 변화이지 주위의 온도 변화가 아닙니다. 계가 가진 에너지를 밖으로 내보냈으니 계의 잔고는 줄어든 것이고, 그 줄어든 만큼이 주위를 데운 것입니다. 부호를 볼 때마다 '누구의 입장인가'를 먼저 물어야 합니다.

Δ H < 0

이면 반응이 반드시 일어난다고 생각하기

이렇게 생각하기 쉬움발열 반응이니까 저절로 일어나고, 흡열 반응은 저절로 일어나지 않는다

실제로는얼음이 상온에서 녹는 것은 흡열(

Δ H > 0

)인데도 저절로 일어납니다. 자발성은

Δ H

혼자 정하지 않습니다.

자연은 에너지가 낮아지는 쪽뿐 아니라 흩어지는 쪽(엔트로피 증가)으로도 갑니다. 두 경향의 줄다리기를 한 식으로 묶은 것이

Δ G = Δ H - T Δ S

입니다.

Δ H

는 자발성을 가늠하는 두 조각 중 하나일 뿐입니다.

선수 개념 — 이걸 먼저 알아야 해요

결합 에너지(결합 엔탈피)고3

이후 개념 — 이 개념을 배우면 이어집니다

깁스 자유 에너지와 자발성고3 에너지 다이어그램고3 자발성과 열역학 제2법칙고3 헤스 법칙고3

연계 개념 — 과목을 넘어 함께 보면 좋아요

물질대사고3 열역학 제1법칙고3

같은 단원의 개념 — 화학 변화의 자발성

결합 에너지(결합 엔탈피)고3 깁스 자유 에너지와 자발성고3 보른-하버 순환고3 에너지 다이어그램고3 엔트로피고3 자발성과 열역학 제2법칙고3 표준 생성 엔탈피고3 헤스 법칙고3

자주 묻는 질문

Δ H

와 그냥 반응열

Q

는 같은 건가요?

일정한 압력에서는

Δ H = Q_{p}

로 같습니다. 다만 부호 관습이 다를 수 있어 주의해야 합니다. 흔히 '반응열'이라 하면 '발열량'을 양수로 말하는 경우가 있는데,

Δ H

는 언제나 계 기준이라 발열이면 음수입니다. 시험에서는

Δ H

표기를 쓰는 것이 안전합니다.

Q2왜 내부 에너지

U

가 아니라 엔탈피

H

를 쓰나요?

기체가 늘어나는 반응은 대기를 밀어내는 일(

p Δ V

)을 하는데, 이 일에 쓰인 에너지는 열로 나오지 못합니다. 엔탈피는

H = U + p V

로 정의되어 이 몫을 미리 포함하고 있어서, 뚜껑 열린 용기(일정 압력)에서 잰 열이 곧바로

Δ H

가 됩니다. 화학 실험 대부분이 그런 조건이라 화학에서는

H

가 표준입니다.

Q3엔탈피

H

의 절댓값은 왜 구하지 않나요?

절대적인 엔탈피 값은 알 수도 없고 필요하지도 않습니다. 열로 드러나는 것은 언제나 차이(

Δ H

)뿐이기 때문입니다. 그래서 화학은 홑원소 물질의 엔탈피를 0으로 정하는 기준점을 만들어 두고 모든 값을 그로부터의 차이로 나타냅니다 — 그것이 표준 생성 엔탈피입니다.

교육과정 2022 개정 · 고3 화학 · 화학 변화의 자발성 수록 기본 (교육과정 단원)

출처 교육부 고시 제2022-33호 (2022 개정 교육과정) · NCIC 국가교육과정정보센터

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