헤스의 법칙 — 엔탈피 변화 더하기

ΔH는 반응 전후의 높이 차였습니다. 그렇다면 같은 반응이라도 다른 경로를 따라가면 그 차이가 달라질까요. 헤스의 법칙은 그렇지 않다고 말합니다. 전체 ΔH는 출발 상태와 도착 상태로만 정해집니다.

엔탈피는 상태 함수#

엔탈피는 상태 함수입니다. 산 정상에 어느 길로 올라갔든 출발점과 도착점 사이의 높이 차이는 정해지는 것과 같은 성질입니다. 반응이 중간 단계를 거치든 한 번에 일어나든, 처음 반응물과 마지막 생성물이 같다면 전체 ΔH는 동일합니다.

이 성질 덕분에 직접 측정하기 어려운 반응의 ΔH도 간접 경로로 구할 수 있습니다.

반응식을 조작하면 ΔH도 따라온다#

열화학 반응식은 반응식과 ΔH가 한 쌍입니다. 식을 뒤집으면 열의 방향이 바뀌므로 ΔH의 부호도 함께 바뀝니다. 식 전체에 배수를 곱하면 반응한 mol과 열의 양도 같은 배수로 늘어나므로 ΔH도 같은 배수가 됩니다. 식을 더하면 ΔH도 더해집니다.

헤스의 법칙에서 반응식은 방향과 배율을 가집니다. 반응식을 거꾸로 쓰면 열의 출입도 거꾸로 보이므로 ΔH의 부호가 바뀝니다. 반응식 전체를 2배로 쓰면 반응하는 물질의 양도 2배가 되므로 ΔH도 2배가 됩니다. 식을 더하기 전에 방향과 배율을 먼저 맞추는 이유가 여기에 있습니다.

우회로로 ΔH 구하기#

탄소가 일산화탄소가 되는 반응은 이산화탄소까지 함께 생겨 직접 측정이 까다롭습니다. 그러나 다음 두 반응의 ΔH는 각각 깨끗하게 잴 수 있습니다.

C + O₂ → CO₂ CO + 1/2 O₂ → CO₂

첫 식에서 두 번째 식을 빼면 다음 반응이 남습니다.

C + 1/2 O₂ → CO

따라서 원하는 반응의 ΔH는 첫 식의 ΔH에서 두 번째 식의 ΔH를 뺀 값으로 구할 수 있습니다. 길이 달라도 처음과 끝이 같으면 전체 엔탈피 변화는 같다는 것이 헤스 사이클의 작동 원리입니다.

표준 생성 엔탈피로 한 줄 계산#

표준 생성 엔탈피 ΔH°f는 원소의 가장 안정한 상태에서 화합물 1 mol을 만들 때의 ΔH입니다. 표 한 장만 있으면 어떤 반응의 ΔH라도 한 식으로 구할 수 있습니다.

ΔH°_reaction = Σ n·ΔH°f(products) − Σ n·ΔH°f(reactants)

이때 각 항에 반응식 계수 n을 빠뜨리지 않고 곱하는 것이 중요합니다. 원소의 ΔH°f는 정의상 0이라는 점도 함께 기억해 두면 계산이 간단해집니다.