분자, 몰, 화학식

화학반응식의 표기법

화학반응식은 한 개 또는 그 이상의 화학종이 새로운 물질로 변하는 것을 나타내기 위해 사용된다. 각각의 반응식을 양쪽에 표기하며, 반응은 왼쪽에서 오른쪽으로 진행된다. 반응물(reactant)을 식의 왼쪽에, 생성물(product)은 오른쪽에 표기하고, 화살표를 사용하여 변화를 나타낸다.

 

반응물 → 생성물

 

화합물의 물리적 상태는 고체는 (s), 액체는 (l), 기체는 (g)로 표기한다. 수소와 산소의 반응을 예로 들었다.

 

2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(g)

 

이 반응식에서 모든 물질은 기체이며 (g)로 표시하였다. 이 반응은 높은 온도에서 일어나기 때문에, H₂와 O₂의 혼합물에 불을 붙이지 않는 이상 안정하다. 반응이 일어나는데 필요한 조건을 화살표 위에 기호를 이용하여 표기한다. 여기서 두 가지 기호(열과 빛)가 사용된다. 열이나 높은 온도가 필요한 반응은 △(delta)를 사용하고, 빛 에너지로 개시되는 반응(광화학 반응)에는 hv를 사용한다.

 

반응식의 계수 맞추기

반응식은 화학식과 물질의 상태, 그리고 물질의 상대적 양에 대한 정보를 제공한다. 예로, 수소와 산소의 반응에서 H₂ (g)와 H₂O(g) 앞에 쓰인 숫자 "2"는 무엇을 의미할까? 반응식의 균형을 맞추기 위한 계수이다.

 

자연의 가장 기본적인 법칙은 질량보존의 법칙(aw of conservation of matter)이다: 질량은 창조되거나 소멸되지 않는다. 화학반응에 의해 원자들은 새로운 화합물로 재배열할 뿐이며, 원자를 "창조 또는 소멸” 시키지 않는다. 따라서 화학반응식의 양변에 있는 각 원소의 원자 수를 같게 해야 한다. 이 조건을 충족하지 않는 반응식은 관찰된 반응식과 정확히 맞지 않으며, 이것을 불균형(unbalance)이라 한다.

 

많은 경우, 반응식의 균형을 맞추기 위한 가장 효과적인 방법은 시행착오를 통한 접근이다. 몇 가지 체계적인 방법이 필요하긴 한데, 반응식에서 적합한 화학식 앞에 숫자를 제시해 보면서 균형을 맞춘다. 반응물과 생성물의 양적 관계를 다룰 때 화학양론(stoichiometry)이 사용된다. 반응식의 균형을 맞추기 위해 사용되는 숫자를 화학양론계수(coefficient)라 한다.

 

화학반응식의 균형을 맞추는 것을 배우는 가장 좋은 방법은 될 때까지 훈련하는 방법밖엔 없다. 잘못된 방법에 따라 식의 계수를 맞출 때도 있다.

 

오류 중 하나가 변형된 분자식이다. 예로 포름알데하이드(CH₂O)는 프로페인과 같은 탄화수소의 불완전 연소 시 생성되기도 하는데, 이때 반응할 산소가 남았다면 포름알데하이드는 불완전 연소되어 일산화탄소와 물을 형성할 것이다:

 

CH₂O + O₂ → CO + H₂O

 

반응식의 양쪽의 원자수를 세어보면 생성물 쪽에 산소 하나가 더 필요하다. 이런 경우 아래와 같이 반응식을 시도해 본다.

 

CH₂O + O₂ → CO₂ + H₂O

 

이 식은 완성된 반응처럼 보인다. 하지만 이 식은 의미하는 바가 다르다. 생성물에 CO가 없다면 유효하지 않다. 유사한 오류로, 반응에 O₂ 대신 O를 쓰기도 하는데, CH₂O가 반응하는 것은 산소 분자이지 원자가 아니다.

 

산소 원자가 오른쪽에 두 개, 왼편에 세 개이므로, 반응물의 O₂에 ½을 곱한다:

CH₂O + ½O₂ → CO + H₂O

 

분수형태의 계수는 분획된 분자를 의미하므로 피한다. 이 경우 2를 곱하여 ½ 을 1로 바꾼다.

2 CH₂O + O₂ → 2 CO + 2 H₂O

 

화학양론계수 모두에 2를 곱해야 하며, 산소 앞의 ½에만 적용하면 안 된다.

 

수용액과 알짜이온반응식

반응물은 서로 접촉하면 화학반응이 일어난다. 기체나 액체상태에서는, 반응물의 분자가 쉽게 움직일 수 있기 때문에 접촉이 자연스럽다. 고체상에서는 이런 움직임이 일반적이지 않기 때문에 반응이 매우 느리다. 따라서 표준상태의 고체 반응물 간에 접촉이 필요할 때는 용해시켜야 한다. 물은 가장 흔한 매개체이다. 이 경우 수용액(aqueous solution)에서 반응이 일어난다고 언급한다. 몇 가지 중요한 화학반응을 설명하기 위해, 다음의 용어를 정의할 필요가 있다.

 

용액, 용매, 용질

수용액의 분자 중 대부분을 차지하는 물은 반응물도 생성물도 아닌 단순한 반응매개체이다. 액체 전체를 용액(solution)이라 부르는데, 두 개 이상의 물질로 이루어진 균질한 혼합물을 뜻한다. 용매(solvent)는 용액에서 가장 많은 부분을 차지한다. 수용액에서는 물이 용매이다. 용질 (solute)은 용액을 이루는 소량의 구성물질이다. 즉 용액은 용매에 용질이 녹은 것이다. 용질이 녹으면 입자는 용매에 분산되는데, 용매 분자가 용질의 분자나 이온을 둘러싼다. 모든 용액이 액체일 필요는 없다. 기체나 고체의 균일혼합물에도 동일하게 적용된다. 공기는 기체 용액이며, 황동의 합금은 고체 용액이다.

 

순수 물질은 밀도라는 고유값을 갖는다. 실험실의 용기에 담긴 NaCl 용액(용매는 물)을 보고, 내용물의 양이 얼마인지 판단할 수 없다. NaCl과 물의 상대적 양을 알기 원한다면, 농도(concentration)에 대한 정보가 필요하다. 용질 입자가 많은 경우 용액은 "진한”이라고 표현되며, 용질 입자가 적은 경우 “묽은”으로 표현된다.

 

어떤 용질은 물에 잘 녹아 매우 진한 용액을 만들며, 어떤 용질은 잘 녹지 않아 측정하기도 힘들다. 물에 대한 물질의 용해도(solubility)는 물질의 특성이다. 쉽게 녹는 물질을 용해성(soluble)이라 하며, 잘 녹지 않는 물질을 불용성(insoluble)이라 한다.

 

용해도 규칙에 근거하여 질문에 yes or no로 대답하는 것은 그리 단순치 않다. 어떤 화합물이 용해성이라 언급하는 것이 작은 양의 물에도 용질을 무한대로 녹일 수 있다는 것을 뜻하진 않는다. 용질을 녹이다 보면 결국 더 이상 녹지 않게 된다. 이를 포화용액(saturated solution)이라 한다. 포화상태의 용액의 농도는 용질과 용매에 따라 달라지는데, 이를 용해도값으로 나타낼 수 있다. 단위는 용매 100g 당 용질의 질량으로 나타낸다. 예로 실온에서 물에 대한 소금의 용해도는 35.7 g NaCl/100 g H₂O이다.

이온화합물은 물에 녹아 각각의 이온으로 해리될 것이다. NaCl염이 녹은 용액은 NaCl 분자 가 아닌 Na⁺와 Cl^- 이온을 포함한다. 자유롭게 움직이는 전하로 인해 용액은 전기를 전도한다.

 

물에 녹아 전기를 전도하는 수용액을 만드는 물질을 전해질(electrolyte)이라 한다. 전기를 전도하지 않는 물질을 비전해질(nonelectrolyte)이라 한다. 전해질은 두 그룹으로 나뉜다. 강전해질은 완전하게 해리 또는 이온화하여 용액에는 각각의 이온만 존재한다. 반대로, 약전해질은 부분적으로 해리 또는 이온화하여 분자와 이온(측정가능한 양의)이 공존한다.

 

수용액에서의 화학반응식

화합물이 물에 녹는 과정을 화학반응식으로 표현할 수 있다. 설탕과 같은 공유결합물질은 물에 녹아도 분자는 그대로 유지된다.

C₆H₁₂O₆(s) → C₆H₁₂O₆(aq)

하지만 이온성 고체는 물에 녹으면 구성 이온으로 분리된다. 이를 해리반응(dissociation reaction)이라 한다. 염화나트륨의 용해는 다음과 같다.

NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl^-(aq)

 

반응식 어디에도 물 분자는 보이지 않는다. 대신 “(aq)”가 물 분자를 대신한다. 용매는 용질을 녹이기만 하고 반응에는 참여하지 않기 때문이다. 반응식에 물이 있는 경우는 물이 반응물이나 생성물로 반응에 참여하기 때문이다.

 

이러한 물에서의 반응식을 세 가지 형태로 나타낼 수 있다. 암모니아와 질산에 의한 질산암모늄(ammonium nitrate) 합성을 예로 들어보자. 질산암모늄은 토양의 산도를 크게 바꾸지 않는 질소비료이며, 또한 폭발성도 있다.

 

질산암모늄은 기체상의 암모니아(NH₃)를 진한 질산(HNO₃) 수용액과 반응시켜 제조한다. 생산된 진한 질산암모늄 수용액을 건조시켜 작은 펠렛으로 만든다. 분자반응식은 다음과 같다.

HNO₃(aq) + NH₃ (g) → NH₄NO₃(aq)

 

HNO3와 NH4NO3는 강전해질이다. 강전해질은 물에 녹으면 해리 또는 이온화하여, 실제 용액에는 이들의 온전한 분자는 남지 않는다. 분자반응식보다는 이온반응식을 이용한다. 위 반응에 대한 전체 이온반응식은 다음과 같다.

H⁺(aq) + NO₃^-(aq) + NH₃(g) → NH₄⁺ (aq) + NO₃^- (aq)

 

H+ 는 모든 수용성 산성 용액에 존재하는데, 엄밀하게 H⁺ 이온은 양성자이다. 실제 수용액에서 양성자는 물 분자로 빼곡히 둘러싸여 있다. 이런 이유로 H⁺ 이온은 H₃O⁺로 표시된다.

 

H₃O⁺(aq) + NO₃^-(aq) + NH₃(g) → NH₄⁺(aq) + NO₃^-(aq) + H₂O(l)

 

원자들의 계수를 맞추기 위해 반응식의 오른쪽에 물 분자를 포함시킨다.

 

NO₃^- (aq) 이온이 양쪽 모두에 있는데 실제로 반응에 참여하진 않는다. 이런 이온을 구경꾼 이온(spectator ion)이라 하며 관심을 가질 필요는 없다. 구경꾼 이온을 제거하면 알짜이온반응식이 남는다.

 

H⁺(aq) + NH₃(g) → NH₄⁺(aq) 또는
H₃O⁺(aq) + NH₃(g) → NH₄⁺(aq) + H₂O(l)

 

H+와 H₃O⁺은 질산에 의한 것으로, 음이온(NO₃^-)을 양변에서 제거하면 양은 + 1의 알짜전하를 갖는다. 알짜이온반응식에서는 알짜전하가 0이 아니며, 균형을 맞춘 반응식의 양변의 알짜 전하는 같아야 한다. 이 규칙은 전하량이 보존된다는 사실을 반영한다.

 

산-염기 반응

수용액에서 중요한 두 가지 물질은 산과 염기이다. 물에 녹아 H⁺ (또는 H₃O⁺) 이온을 내놓는 물질을 산이라 하며, 염기는 OH^- 이온을 내놓는 물질이다. 다른 용질들처럼, 산과 염기 또한 강 또는 약전해질이다. 강산 또는 강염기는 물에서 완전히 해리 또는 이온화하여 최종 용액에는 온전한 용질 분자는 남지 않는다. 다음은 HCI과 NaOH의 해리 반응이다.

 

강산 HCl(g) + H₂O(l) → H₃O⁺ + Cl^-(aq)
강염기 NaOH(s) → Na⁺(aq) + OH^-(aq)

 

약산 또는 약염기는 일부만 이온화하는데, 이들 용액에는 이온뿐만 아니라 분자도 포함되어 있다. 약전해질의 해리 반응식에서는 양방향 화살표를 사용하는데 왼쪽에서 오른쪽으로 반응이 완벽하게 진행하지 않기 때문이다. 대부분의 약산은 -COOH 작용기를 갖는데, 작용기는 H 원자를 용액으로 방출한다. 아세트산이 좋은 예이다.

약산: CHCOOH(aq) + H₂O(l) ↔ H₃O⁺(aq) + CH₃COO^-(aq)

약염기는 좀 모호하다. 대부분의 약염기는 -OH 작용기를 갖지 않으나, 물에 녹으면 수산화이온을 만든다. 약염기의 대표적인 물질이 암모니아인데, 물과 반응하면 다음과 같다.

약염기: NH₃(aq) + H₂O(l) ↔ NH₄+(aq) + OH^-(aq)

양방향 화살표를 사용하며, NH₄⁺ 뿐만 아니라 NH₃ 분자, OH^- 이온이 용액에 존재한다. 아민 (R-NH₂)도 약염기이다. 아민은 암모니아 유도체로 생각할 수 있는데, 암모니아에서 한 개 이 상의 H 원자가 메틸이나 그 외의 탄화수소로 대체된 것이다.

 

많은 수의 산과 염기가 자연에 존재하기 때문에 수백 년 동안 관찰되어 왔다. 가장 중요한 사실은 산과 염기가 동시에 존재할 수 없다는 것이다. 산과 염기를 섞으면 중화(neutralization)가 일어나며 용액은 더 이상 산성이나 염기성을 띠지 않는다. 산은 H₃O⁺ 이온을, 염기는 OH^- 이온을 포함하는데, 두 이온은 쉽게 결합하여 물이 되기 때문이다.

 

H₃O^-(aq) + OH^-(aq) → 2H₂O(l)

산과 염기가 섞일 때마다 이 반응이 일어나며, 용액이 산성이나 염기성을 동시에 갖는 일은 없다.

그 외 중요한 반응이 침전반응(precipitation)이다.