화학 반응과 에너지

메테인 1몰(16 g)이 타면 열 890.8 kJ이 나옵니다. 물 약 2.7 L를 20 °C에서 100 °C까지 데울 수 있는 양입니다.

가스 불꽃처럼 뜨거워지는 반응이 있는가 하면, 거꾸로 주변에서 열을 빼앗아 들이는 반응도 있습니다. 이런 차이는 모두 원자 사이의 화학 결합에서 나옵니다. 화학 결합을 끊는 데에는 언제나 에너지가 들고, 결합이 새로 생길 때에는 언제나 에너지가 나옵니다. 예를 들어 수소 분자를 두 원자로 쪼개려면 1몰마다 436 kJ이 듭니다. 그러므로 반응 전체가 열을 내는지 흡수하는지는 두 값 가운데 어느 쪽이 더 큰지에 달려 있습니다. 하나는 옛 결합을 끊는 데 든 에너지이고, 다른 하나는 새 결합이 생기면서 나온 에너지입니다.

발열 반응과 흡열 반응

화학자는 압력이 일정할 때 반응에서 드나드는 열을 엔탈피 변화(enthalpy change) ΔH로 잽니다. 생성물의 엔탈피가 반응물보다 작으면 그 차이만큼이 열로 나오고, 이때 ΔH는 음수이며 이런 반응을 발열 반응(exothermic)이라고 합니다. 반대로 생성물의 엔탈피가 더 크면 주변에서 열을 받아들여야 하고, 이때 ΔH는 양수이며 이런 반응을 흡열 반응(endothermic)이라고 합니다. 반응을 거꾸로 진행시키면 ΔH의 부호도 반대로 바뀝니다. 예를 들어 수소와 산소로 물을 만들면 물 2몰마다 571.6 kJ이 나옵니다. 그러므로 거꾸로 액체 물 2몰을 다시 수소와 산소라는 원소로 되돌리려면 571.6 kJ이 필요합니다.

연료란 연소 엔탈피의 크기가 크면서 음수인 물질을 말합니다. 실제로 잰 값을 보면 메테인이 연소할 때 1몰에 −890.8 kJ, 수소가 1몰에 −285.8 kJ, 에탄올이 −1366.8 kJ, 메탄올이 −726.1 kJ입니다. 그런데 같은 연료를 1 g당으로 따져 보면 그림이 달라집니다. 메테인은 1 g에 약 55.5 kJ, 에탄올은 1 g에 약 29.7 kJ이고, 아주 가벼운 원소인 수소는 1 g에 약 141.8 kJ이나 됩니다. OpenStax 교과서는 휘발유에 흔히 들어 있는 성분인 아이소옥테인 1 L가 다 타면 33,100 kJ이 나온다고 어림해 계산합니다. 그렇다고 쓸모 있는 반응이 모두 발열 반응인 것은 아닙니다. 높은 대기에서는 자외선이 일으키는 흡열 과정을 거쳐 산소가 오존이 됩니다. 또 질소와 산소가 일산화 질소 2몰을 만들 때는 180.5 kJ을 흡수합니다. 이 반응이 주로 엔진의 매우 뜨거운 실린더 안에서 일어나는 것도 이 때문입니다.

연료에 불씨가 필요한 까닭

메테인이 탈 때 그렇게 많은 에너지가 나온다면, 부엌 배관 속에 들어 있는 가스는 왜 저절로 불이 붙지 않을까요? 반응이 새 결합을 만들기 전에 먼저 옛 결합을 끊어야 하기 때문입니다. 분자들은 적어도 일정한 크기 이상의 에너지로 부딪쳐야 에너지 언덕 꼭대기에 있는 불안정한 배치, 즉 전이 상태(transition state)에 이를 수 있습니다. 이때 필요한 최소한의 에너지를 활성화 에너지(activation energy) Eₐ라고 합니다. 실온에서는 그만큼 세게 부딪치는 충돌이 거의 일어나지 않습니다. 그래서 불꽃이나 성냥이 처음 몇 번의 반응에 필요한 에너지를 대 주어야 합니다. 그러면 그 반응에서 나온 열이 나머지 반응을 계속 이어 가게 합니다.

실험실에서 점을 곡선을 따라 밀어 움직여 보세요. 언덕을 오르는 동안에는 결합이 길게 늘어나며 에너지가 점점 올라갑니다. 언덕 꼭대기에서는 옛 결합이 반쯤 끊어지고, 새 결합이 반쯤 생긴 상태가 됩니다. 언덕을 내려가는 동안에는 새 결합이 마저 다 생기면서 에너지가 쏟아져 나옵니다. 언덕의 높이는 반응이 얼마나 빨리 일어나는지를 정하고(이것은 다음 단원의 주제입니다), 곡선 양 끝의 높이 차이는 열이 얼마나 나오는지를 정합니다. 버튼을 눌러 촉매(catalyst)를 켜면 반응은 언덕이 더 낮은 쉬운 길로 갑니다. 하지만 곡선의 양 끝은 제자리에 그대로 있으므로 ΔH는 바뀌지 않습니다.