발열 반응

3. 열역학

화학계의 엔탈피는 그 계의 에너지와 같다. 반응에 대한 엔탈피 변화(Δ''H'')는 일정 압력에서 닫힌 계로 전달되는 열(''q'')과 같으며, 이때 전기에너지의 출입은 없다. 화학 반응에서 열이 발생하거나 흡수되는 것은 열량측정법으로 측정할 수 있는데, 예를 들어 폭탄 열량계를 사용한다. 일반적인 실험실 장비로는 반응 열량계가 있으며, 여기서는 반응 용기로부터 또는 반응 용기로의 열 흐름을 관찰한다.^[3] 연소 반응에서 열이 방출되고 에너지 변화(Δ''H'')는 특히 정확하게 측정할 수 있다.

측정된 발열 반응에서 방출되는 열에너지는 줄 퍼 몰(이전에는 cal/mol)로 Δ''H''⚬로 바뀐다. 표준 엔탈피 변화 Δ''H''⚬는 반응에서 화학량론적 계수가 반응물과 생성물의 양(몰)으로 간주될 때의 엔탈피 변화이며, 보통 초기 및 최종 온도는 25 °C로 한다. 기체 상태의 반응의 경우, Δ''H''⚬ 값은 결합 에너지를 통해 다음과 같이 대략적으로 나타낼 수 있다.

:Δ''H''⚬ = 반응물의 총 결합 에너지 − 생성물의 총 결합 에너지

정의에 따르면, 발열 반응에서 엔탈피 변화는 음수 값을 가진다.

:Δ''H'' = ''H''_생성물 - ''H''_반응물 < 0

여기서 더 큰 값(반응물의 더 높은 에너지)에서 더 작은 값(생성물의 더 낮은 에너지)을 뺀다. 예를 들어 수소가 연소될 때 다음과 같다.

:2H₂ (g) + O₂ (g) → 2H₂O (g)

:Δ''H''⚬ = −483.6 kJ/mol

반응이나 물리적 변화에 따른 열의 출입은 각 단계에서 열의 출입을 합한 것이다. 상전이에서 열이 방출되는 것은 주로 자유롭게 운동하던 분자, 원자, 이온 등이 분자간력, 수소 결합이나 이온 결합에 의해 묶이면서 여분의 운동 에너지가 열이 되기 때문이다. 용매에 용질이 녹는 경우에는 보통 용매화에 의해 열이 발생한다. 특히 물을 용매로 하는 경우(수화)에는 열량이 크고, 용해열은 수화열에 의한 부분이 많다. 발열 화학 반응에서는 분자를 구성하는 공유 결합 또는 전자 상태(산화·환원) 등의 형태로 저장되어 있던 에너지가 방출되고, 경우에 따라 위와 같은 물리적 변화에 따른 열의 출입이 합쳐져 전체적으로 발열이 된다.

반응의 진행 방향은 반응 및 환경 조건의 열역학적 성질에 따라 결정된다. 열을 ''Q''로 나타내고, 계 외부에서 계 내부로 열이 이동하는 경우를 양(+)으로 하면, 발열 반응은 ''Q'' < 0으로 표현된다(반응열은 -''Q''이다). 정압 과정에서 열은 엔탈피 ''H''의 변화와 같으므로, ''ΔH'' < 0이 된다. 열이 이동하지 않는(단열 과정) 경우, 발열 반응에 의해 계의 온도는 올라간다.

정압 과정에서는 깁스 에너지 ''G''(정적 과정에서는 헬름홀츠 에너지 ''F'')가 감소하는 과정은 스스로 자발적으로 진행된다. 정온 과정에서는 ''ΔG'' = ''ΔH'' - ''TΔS''이므로, 발열 반응은 보통 자발적 반응이기도 하다. 발열 화학 반응은 비교적 낮은 온도에서 진행되는 경우가 많다(특히 촉매가 있는 경우). 연소 반응처럼 활성화 에너지로 가열이 필요한 경우도 있지만, 일단 반응이 시작되면 발열하기 때문에 자발적으로 진행된다.

4. 측정

화학계의 엔탈피는 그 계의 에너지이다. 반응에 대한 엔탈피 변화 Δ''H''는 전기에너지의 출입 없이 일정 압력에서 닫힌 계로부터(혹은 닫힌 계로) 전달되는 열 ''q''와 같다. 화학 반응에서의 열 발생 또는 흡수는 열량측정법을 사용하여 측정하는데, 예를 들어 폭탄 열량계를 사용한다. 일반적인 실험실 장비로는 반응 열량계가 있는데, 여기서는 반응 용기로부터 또는 반응 용기로의 열 흐름을 모니터링한다. 연소 반응의 열 방출 및 해당 에너지 변화 Δ''H''는 특히 정확하게 측정할 수 있다.^[3]

측정된 발열 반응에서 방출되는 열에너지는 줄 퍼 몰(이전에는 cal/mol)로 Δ''H''⚬로 변환된다. ''표준'' 엔탈피 변화 Δ''H''⚬는 본질적으로 반응에서의 화학량론적 계수가 반응물과 생성물의 양(몰)으로 간주될 때의 엔탈피 변화이며, 일반적으로 초기 및 최종 온도는 25 °C로 가정한다. 기상 반응의 경우, Δ''H''⚬ 값은 결합 에너지와 다음과 같이 근사된다.^[3]

:Δ''H''⚬ = 반응물의 총 결합 에너지 − 생성물의 총 결합 에너지

5. 예시

연소, 테르밋 반응, 강산과 강염기를 섞는 것, 중합 등이 발열 반응의 예시이다. 일상생활에서 흔히 볼 수 있는 핫팩은 철의 산화를 이용해 발열 반응을 일으킨다.

:4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃ Δ''H''⚬ = - 1648 kJ/mol

탄화수소 연료의 연소는 매우 중요한 발열 반응의 예시이며, 천연가스 연소는 다음과 같다.

:CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O Δ''H''⚬ = - 890 kJ/mol

6. 한국에서의 활용 및 연구 동향

한국에서는 발열 반응을 활용한 다양한 제품이 개발, 판매되고 있으며, 특히 겨울철 추위를 막기 위한 핫팩이 대표적이다. 핫팩은 철의 산화 반응을 이용한 것으로, 철가루를 주원료로 한다.^[1] 이 외에도 발열 반응을 이용한 다양한 연구가 진행 중이다.

6. 1. 핫팩

참조

_[1] 서적 The IUPAC Compendium of Chemical Terminology IUPAC
_[2] 논문 A glossary of terms used in chemical kinetics, including reaction dynamics (IUPAC Recommendations 1996)
_[3] 웹사이트 Enthalpy (Chapter 5) http://chemistry.osu[...] 2013-07-20