헤스 법칙
본문탄소를 태우면 이산화 탄소가 생기는데, 산소가 모자라면 일산화 탄소도 섞여 나온다. 그래서 탄소가 일산화 탄소로만 바뀌는 반응의 열은 실험으로 깨끗하게 잴 수 없다. 그런데 화학자들은 그 값이 −110.5 kJ이라는 것을 정확히 안다. 잴 수 없는 열을 어떻게 알아냈을까?
3.2.1헤스 법칙
산을 오를 때 어느 길로 가든 출발점과 정상의 높이 차는 같다. 엔탈피도 산의 높이와 마찬가지로 물질의 상태만으로 정해지는 양이다. 그래서 반응물에서 생성물로 가는 엔탈피 변화는 중간에 어떤 단계를 거치든 같다.
반응의 엔탈피 변화는 반응 경로와 관계없이 반응물과 생성물의 상태만으로 정해진다. 따라서 여러 단계로 나누어 일어나는 반응의 \(\Delta H\)는 각 단계의 \(\Delta H\)의 합과 같다.
이 법칙 덕분에 열화학 반응식을 방정식처럼 더하고 뺄 수 있다. 원하는 반응식이 나오도록 아는 반응식들을 몇 배 하거나 뒤집어 더하고, \(\Delta H\)도 똑같이 계산하면 된다.
3.2.2반응식을 더하고 빼기
그림 1에서 경로를 바꾸어 보자. 탄소가 이산화 탄소로 완전히 타는 반응(−393.5 kJ)과 일산화 탄소가 이산화 탄소로 타는 반응(−283.0 kJ)은 둘 다 잴 수 있다. 일산화 탄소를 거치는 경로의 첫 단계가 바로 우리가 구하려는 반응이다. 따라서 첫 단계의 \(\Delta H\)는 전체에서 둘째 단계를 뺀 값이다.1
3.2.3예제 풀이
다음 자료로 메테인의 생성 반응 \(\text{C}(s) + 2\text{H}_2(g) \rightarrow \text{CH}_4(g)\)의 \(\Delta H\)를 구하여라.
(1) \(\text{C}(s) + \text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}_2(g)\), \(\Delta H_1 = -393.5\) kJ
(2) \(\text{H}_2(g) + \frac{1}{2}\text{O}_2(g) \rightarrow \text{H}_2\text{O}(l)\), \(\Delta H_2 = -285.8\) kJ
(3) \(\text{CH}_4(g) + 2\text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}_2(g) + 2\text{H}_2\text{O}(l)\), \(\Delta H_3 = -890.3\) kJ
원하는 반응식의 왼쪽에 C와 2H₂가 있고 오른쪽에 CH₄가 있다. 그래서 (1)을 그대로, (2)를 2배, (3)을 뒤집어 더한다. 그러면 CO₂, 2H₂O, 2O₂가 양쪽에서 모두 지워진다.
\(\Delta H = \Delta H_1 + 2\Delta H_2 - \Delta H_3 = -393.5 + 2 \times (-285.8) + 890.3 = -74.8\) kJ이다. 즉 탄소와 수소로 메테인을 직접 만드는 반응은 실험실에서 일으키기 어렵지만, 세 연소열만 재면 그 열을 알 수 있다. 이렇게 구한 생성 엔탈피들을 표로 만들어 두면 어떤 반응의 열이든 계산할 수 있다.
아래 탐구 카드에서 반응식을 뒤집고 몇 배 하여 더하는 방법으로 잴 수 없는 반응의 열을 직접 구해 보자.
- 스위스 출신 러시아 화학자 헤스가 1840년에 여러 반응의 열을 재어 발견했다. 에너지 보존 법칙이 정립되기 전이었지만, 오늘날에는 에너지 보존 법칙의 한 결과로 이해한다.
엔탈피는 상태만으로 정해지는 양이므로, 반응의 엔탈피 변화는 경로와 관계없이 처음과 끝만으로 정해진다. 그래서 열화학 반응식을 방정식처럼 뒤집고 몇 배 하여 더할 수 있다. 그래서 처음 질문의 탄소가 일산화 탄소가 되는 반응열은 탄소와 일산화 탄소의 연소열을 재어 \(-393.5 - (-283.0) = -110.5\) kJ로 계산한다.