화학반응식

화학반응식(化學反應式, 영어: chemical equation)은 화학 반응의 반응물과 생성물을 화학식과 기호로 나타낸 식이다. 화학반응식은 어떤 물질이 반응에 참여하고 어떤 물질이 생성되는지, 각 물질의 상대적인 양이 얼마인지, 반응이 어떤 조건에서 일어나는지를 간결하게 표현한다. 반응식의 계수는 분자의 개수나 물질량의 비를 나타내며, 아래첨자는 한 분자 안에 포함된 원자의 수를 나타낸다.

구조

일반적인 화학반응식은 다음과 같은 형태이다.

aA+bB\rightarrow cC+dD

왼쪽의 $A$ 와 $B$ 는 반응물, 오른쪽의 $C$ 와 $D$ 는 생성물이다. $a,b,c,d$ 는 반응물과 생성물의 화학량론적 계수이다. 화살표는 반응이 생성물 쪽으로 진행됨을 나타내며, 가역 반응에서는 $\rightleftharpoons$ 를 사용한다. 반응물과 생성물 사이에 조건을 적거나 화살표 위에 촉매·온도·압력을 표시할 수 있다.

반응에서 흡수하거나 방출하는 열을 함께 나타내는 열화학 반응식에서는 반응 엔탈피 변화 $\Delta H$ 를 적는다. 발열 반응은 $\Delta H<0$ , 흡열 반응은 $\Delta H>0$ 이다. 열의 출입은 반응식의 계수와 함께 비례하므로, 반응식 전체에 같은 배수를 곱하면 엔탈피 변화도 같은 배수로 바뀐다.

화학반응식은 원자 수가 보존되도록 균형을 맞춰야 한다. 예를 들어 수소의 연소는 다음과 같이 쓴다.

2\mathrm {H_{2}(g)} +\mathrm {O_{2}(g)} \rightarrow 2\mathrm {H_{2}O(l)}

이 식은 수소 분자 2개와 산소 분자 1개가 물 분자 2개를 만드는 양의 비를 나타낸다. 괄호 안의 $(s)$ , $(l)$ , $(g)$ , $(aq)$ 는 각각 고체·액체·기체·수용액 상태를 뜻한다. 침전은 $\downarrow$ , 기체 발생은 $\uparrow$ 로 표시하기도 하지만, 현대 표기에서는 상태 기호와 설명으로 나타내는 경우도 많다.^[1]

반응 조건과 촉매

반응식만으로는 반응 속도나 실제 수율을 모두 알 수 없다. 빛이 필요한 광화학 반응은 $h\nu$ , 전기분해는 전기 에너지, 가열은 $\Delta$ 나 온도 기호로 조건을 표시한다. 촉매는 반응식의 양변에 넣지 않고 화살표 위에 적는다. 용매, 압력, pH, 불활성 기체 분위기와 같은 조건은 화살표 위 또는 아래의 주석으로 표시한다.

표기 변형

반응 메커니즘을 나타낼 때는 중요도가 낮은 물질을 화살표 위·아래나 가지에 표시해 여러 단계의 반응식을 이어 쓰기도 한다. 이 위치에 쓰인 물질이 항상 촉매인 것은 아니며, 실제로 소비되거나 생성되는 반응물·생성물일 수 있다. 음의 화학량론 계수를 사용해 물질을 반응식의 반대편으로 옮기는 표기는 널리 쓰이지 않고 일반적으로 피한다.

반응 유형의 표시

합성 반응은 여러 반응물이 하나의 생성물을 만드는 형태로 쓸 수 있다. 분해 반응은 하나의 화합물이 둘 이상의 물질로 나뉘는 형태이며, 단일 치환과 복분해는 반응물의 원자·이온이 서로 자리를 바꾸는 방식으로 나타낸다. 산화·환원 반응에서는 각 원소의 산화 상태가 변하며, 전자 이동을 명시한 반쪽 반응식과 결합해 전체 반응식을 만들 수 있다.

수용액의 이온 반응은 분자 반응식, 전체 이온 반응식, 순 이온 반응식으로 나누어 표현할 수 있다. 전체 이온 반응식에서는 강전해질을 이온으로 풀어 쓰고, 순 이온 반응식에서는 반응에 직접 참여하지 않는 구경꾼 이온을 양변에서 지운다. 예를 들어 염화 은의 침전은 다음과 같이 나타낼 수 있다.

\mathrm {Ag^{+}(aq)+Cl^{-}(aq)\rightarrow AgCl(s)}

산·염기 반응에서는 물질의 화학식과 함께 양성자 이동을 표시할 수 있으며, 산화·환원 반응에서는 전자를 표시한 반쪽 반응식을 전하와 원자 수가 맞도록 합친다.

화학반응식의 균형 맞추기

관찰에 의한 방법

간단한 반응식은 원소별 원자 수를 세어 계수를 정하는 방법으로 균형을 맞춘다. 먼저 한쪽에만 나타나는 원소나 복잡한 다원자 이온의 계수를 정하고, 수소·산소처럼 여러 물질에 반복되는 원소를 마지막에 조정하는 방식이 흔하다. 계수는 가능한 한 가장 작은 정수비로 줄인다. 계수를 바꾸어야 하며 화학식의 아래첨자를 바꾸면 다른 물질이 되므로 허용되지 않는다.

대부분의 반응식은 가장 작은 자연수 계수로 쓰지만, 표준 생성 엔탈피처럼 생성물 한 물질의 양을 1몰로 정해야 하는 경우에는 분수 계수가 더 편리하거나 불가피할 수 있다. 이때도 양변의 원자 수와 전하 보존은 만족해야 한다.

연립 방정식 방법

일반적인 반응식에서 각 물질의 계수를 미지수로 두고 원소별 보존 조건을 연립 방정식으로 세울 수 있다. 원소의 종류가 $n$ 개이면 각 원소에 대해 반응물 쪽 원자 수와 생성물 쪽 원자 수가 같다는 식을 만든다. 이 선형 방정식의 영이 아닌 해를 정수로 확대하고 최대공약수로 나누면 균형 반응식이 된다. 원자 수 보존만으로 계수가 유일하게 정해지지 않는 경우에는 전하 보존이나 추가 조건을 함께 사용한다.

행렬 방법

화학식에 포함된 원소의 수를 행렬의 성분으로 배치하고 계수 벡터를 구하면 많은 물질이 포함된 반응도 체계적으로 균형을 맞출 수 있다. 반응물 계수는 한쪽 부호, 생성물 계수는 반대쪽 부호로 두고 행렬의 영공간을 계산한다. 컴퓨터 대수 시스템은 이 방법으로 큰 산화·환원 반응과 연소 반응을 자동으로 균형화할 수 있지만, 계산 결과가 실제 반응이 일어난다는 뜻은 아니다.

이온 반응식과 전하 보존

이온 반응식은 수용액에서 실제로 존재하는 이온과 분자를 구분해 나타낸다. 순 이온 반응식은 질량 보존뿐 아니라 전하 보존도 만족해야 한다. 산성 용액에서는 $\mathrm {H^{+}}$ 와 $\mathrm {H_{2}O}$ 를, 염기성 용액에서는 $\mathrm {OH^{-}}$ 와 $\mathrm {H_{2}O}$ 를 추가하여 산소·수소·전하를 맞추는 반쪽 반응법을 사용할 수 있다. 이 방법은 전기화학의 전지 반응과 산화·환원 반응을 정리할 때 특히 유용하다.

한계와 역사

화학반응식은 반응의 화학량론과 물질의 변환을 표현하지만 반응 메커니즘, 반응 속도, 평형에 도달하는 시간, 부산물과 실제 수율을 자동으로 알려 주지는 않는다. 같은 전체 반응식이라도 서로 다른 중간 단계를 거칠 수 있으며, 용매·온도·압력에 따라 반응 경로가 달라질 수 있다.

질량 측정과 원자론이 발전하면서 화학반응식은 정성적 기호에서 정량적 계산 도구로 바뀌었다. 17세기 초 장 베갱은 화학 변환을 기호와 도식으로 나타내는 방법을 사용한 초기 연구자 가운데 한 명이다. 앙투안 라부아지에의 질량 보존 연구와 존 돌턴의 원자론, 일정 성분비와 배수 비례에 관한 연구는 현대 화학반응식의 성립에 기여했다.^[2]

같이 보기

참고 문헌

↑ Myers, Richard (2009). 《The Basics of Chemistry》. Greenwood Press.
↑ Crosland, Maurice P. (1959). “The use of diagrams as chemical 'equations' in the lectures of William Cullen and Joseph Black”. 《Annals of Science》 15 (2): 75–90. doi:10.1080/00033795900200088.

Atkins, Peter; de Paula, Julio (2014). 《Physical Chemistry》 10판. Oxford University Press.
Olmsted, John; Williams, Gregory M. (1997). 《Chemistry: The Molecular Science》. Jones & Bartlett Learning.

[1] Myers, Richard (2009). 《The Basics of Chemistry》. Greenwood Press.

[2] Crosland, Maurice P. (1959). “The use of diagrams as chemical 'equations' in the lectures of William Cullen and Joseph Black”. 《Annals of Science》 15 (2): 75–90. doi:10.1080/00033795900200088.

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