반응열

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반응열(반응이군요 개, 영어：heat of reaction)과는 화학반응에 수반해, 발생 혹은 흡수되는 열이다(경우에 따라서는 핵반응도 포함되지만 본고에서는 언급하지 않는다).

개요

물질을 구성하는 화학 결합은 고유의 에너지를 가지고 있어 그 물질내의 결합이 절단 되는 경우는 분자(혹은 원자)의 내부 에너지가 증대해, 결합하는 경우는 감소한다.

열역학이 나타내 보이도록(듯이), 원자 혹은 분자의 관계의 구성이 변화할 때의 내부 에너지 변화는, 반응계외와의 열의 수수로 나타난다.그러므로, 반응열과는 화학반응의 내부 에너지 변화를 관측하는 지표가 된다.내부 에너지 변화가 큰 만큼 결합력은 강하게 안정해, 관계가 절단 되는 경우는 계내에 열이 유입해, 관계가 형성되면 계외에 열이 방출된다.통상의 화학반응으로는 반응계내에서는 결합의 절단과 생성과 양쪽 모두가 진행하므로, 양자의 열적 수지의 결과가 계외로부터 관측되게 된다.

상전이에 따르는 전이열(증발열, 응축열, 승화열, 응고열, 융해열)은 화학반응에 수반해 발생해도 반응열과는 다른 요인이지만, 반응열의 측정 방법에 따라서는 측정치안에 전이열이 기여하는 분도 포함되어 있는 경우도 있다.

측정되는 반응열에는 반응의 종류 혹은 과정에 의해 분류되어 생성열, 연소열, 중화열, 용해열, 희석열, 혼합열, 흡착열등이라고도 불린다.

반응열은 열역학적인 상태량을 고려하면, 정압반응의 경우와 정적반응의 경우로는 엄밀하게는 달라, 전자를 정압반응열, 후자를 정용반응열이라고 부른다.특별히 거절하지 않는 한은 반응열은 전자의 정압반응열이 이용된다(연소 반응등으로는 정용반응열이 측정하기 쉽다).열역학으로는 정적과정으로는 내부 에너지가 정압과정으로는 엔타르피가 사용되기 때문에(위해), 정압반응열은 엔타르피로, 정용반응열은 내부 에너지로 표시된다.

정압반응의 경우, 반응물로부터 생성물에 변화하는 과정의 엔타르피 수지가 부의 값을 받을 때 반응계외에 열이 방출되어 정의 값을 받을 때 열을 계외로부터 흡수한다.따라서, 전자(엔타르피가 부)의 경우 발열 반응(는 꼬집어 개반응, exothermic reaction)이 되어, 후자(엔타르피가 정)의 경우, 흡열 반응(흡열 반응, endothermic reaction)이 된다.

가장 일반적인 발열 반응은 연소이며, 수소 가스(H₂)의 연소에 의한 물(H₂O)의 생성은 격렬한 반응 과정이다.그 밖에도 온화한 반응을 실시하는 것은, 철분(Fe)의 산화등이 있어, 이것은 일회용 카이로에 사용되고 있다.

열역학 제일 법칙의 나타내는 대로, 과정의 차이(격렬한 산화・온화한 산화)와 열량과는 관계가 없게 반응에 고유하다.

화학반응은 자유에너지가 감소할 방향으로 자발적으로 진행한다.자유에너지 G와 엔타르피 H는, 온도를 T, 엔트로피를 S로 하면

−ΔG =－ΔH + TΔS

의 관계에 있으므로, 일정한 온도정압의 경우는

1. 엔타르피의 감소가 크고
2. 엔트로피의 증가가 크다

(정도)만큼 반응은 진행하는 것을 의미한다.발열 반응의 경우 엔타르피 수지가 부이기 때문에, 반응은 자발적으로 진행한다.한편, 흡열 반응의 경우는 엔트로피의 증가가 엔타르피 감소를 웃돌지 않으면 자발적으로 진행하지 않는다.물론, 자발적으로 진행하지 않는 반응도, 생성물을 제거하거나 르・성 리에의 원리 등 압력등의 상태량을 바꾸어 화학 평형을 치우치게 하는 것에 의해서 진행시키는 것은 가능하다.

열화학 방정식

헤스의 법칙이 나타내 보이도록(듯이), 화학반응으로 발생하는 반응열은 열역학 제일 법칙에 따르므로, 화학반응을 구성하는 각 단계가 발열 과정이든 흡열 과정이든, 최종적인 화학반응의 열수지는 각 단계의 열수지를 대수적으로 적산하는 것으로 구할 수 있다.또, 열역학 제일 법칙은 과정의 경로의 달라 에 관계하는 일 없이 출발 상태와 최종 상태만으로 열수지가 결정되는 것을 보장한다.이것은, 실제의 반응 경로와는 다른 화학반응의 반응열을 대수적으로 조합해도, 반응의 반응물(출발 상태)과 생성물(최종 상태)이 물질 양적으로 합치하고 있으면 그러한 반응열의 대수화는, 목적의 반응의 반응열과 일치하는 것을 의미한다.

이 목적으로, 반응식과 생성열을 조합한 화학반응식을 열화학 방정식이라고 부른다.열화학 방정식의 표기법으로서는 생성열을 반응식의 우변에+기호로 결합시키는 방법,

N₂ (g) + 3H₂ (g) = 2NH₃ (g) + 91.80 kJ

개개의 반응식에 모르엔타르피를 병기 하는 방법이 있다.

N₂ (g) + 3 H₂ (g)→2 NH₃ (g) ; ΔH =－45.9 kJ/mol

열화학 방정식(헤스의 법칙)을 사용하면 반응열이 기존의 화학반응을 대수적으로 조합하는 것으로 반응열이 미지의 반응에 대해서도, 반응열의 값을 요구할 수 있다.열화학 방정식의 경우, 반응물 혹은 생성물의 상이 기상(g), 액상(l), 고상(s)의 머지않아일까에 의해서 반응열의 값 중(안)에서 전이열에 상당하는 분이 바뀌어 온다.따라서, 열화학 방정식으로는 부호(g), (l), (s)를 사용해 반응물이나 생성물 상태를 명시할 필요가 있다.다만 전반응이 용액중에서 진행하는 것이 분명한 경우는 부호가 생략 되는 경우도 있다.

관련 항목

• 화학반응
• 열역학
• 열역학 제일 법칙 헤스의 법칙
• 발에르곤 반응
• 흡에르곤 반응

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