화학량론 — 반응식의 계수를 mol 비율로 읽기

몰농도까지 배우고 나면 mol은 물질의 양을 적는 공통 언어가 됩니다. 화학량론은 그 mol이 반응식의 계수와 만나는 자리입니다.

반응식의 계수는 mol 비율

균형 잡힌 반응식의 계수는 mol의 비율입니다. 계수비는 곧바로 질량비가 아니라는 점이 가장 중요한 출발점입니다.

2H₂ + O₂ → 2H₂O

이 식은 수소 분자 2개와 산소 분자 1개가 물 분자 2개를 만든다는 뜻이면서, 동시에 수소 2 mol과 산소 1 mol이 물 2 mol을 만든다는 뜻입니다. 같은 비율을 큰 묶음으로 읽는 순간 반응식은 물질 양의 지도가 됩니다.

H₂ : O₂ : H₂O = 2 mol : 1 mol : 2 mol

여기서 계수 2:1이 g 2:1을 뜻하지는 않습니다. 수소 2 mol은 약 4 g, 산소 1 mol은 약 32 g이므로 같은 반응식 안에서도 mol비와 질량비는 다릅니다.

계수는 먼저 mol의 비율로 읽고, g이 필요하면 몰질량을 한 번 더 거칩니다.

화학량론 계산의 기본 길은 g → mol → mol → g입니다. 가운데에서 반응식의 계수비가 작동합니다.

메테인 연소를 예로 봅니다.

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

CH₄ 8 g이 완전히 반응하면 CO₂는 몇 g 만들어질까요? CH₄의 몰질량은 약 16 g/mol이므로 8 g은 0.5 mol입니다. 계수비 CH₄ : CO₂는 1:1이므로 CO₂도 0.5 mol입니다. CO₂의 몰질량 44 g/mol을 곱하면 22 g이 됩니다.

8 g CH₄ → 0.5 mol CH₄ 0.5 mol CH₄ → 0.5 mol CO₂ 0.5 mol CO₂ → 22 g CO₂

g에서 곧장 g로 비례식을 만들지 않고 가운데 mol을 두 번 거치는 것이 핵심입니다. 균형 잡힌 계수는 원자 보존의 결과이자 mol 비율의 약속이라는 사실에서 모든 화학량론 계산이 나옵니다.

이번 글의 계산은 단정한 자리에서 합니다. 반응물이 충분하고, 반응이 식대로 진행되며, 생성물을 모두 얻는다고 가정합니다. 이때 얻을 수 있는 생성물의 양을 이론양이라고 부릅니다.

현실에서는 한쪽 반응물이 먼저 떨어지거나 생성물이 덜 얻어질 수 있습니다. 그 현실의 문은 다음 글에서 한계 반응물과 수율로 엽니다.