반응식의 몰비로 생성량과 남은 물질을 함께 구하기

수소 4g과 산소 16g을 반응시켜 물을 만든다는 계산 문제를 놓아볼게요. 물은 20g이 될까요?

반응물 질량을 더한 20g이 모두 물이 되는 것은 아닙니다. 반응식이 요구하는 비율보다 한쪽이 많으면 그 물질이 남아요. 생성된 물과 남은 반응물을 함께 세야 처음 질량과 비교할 수 있습니다.¹

계산에서는 몰질량을 수소 2g/mol, 산소 32g/mol, 물 18g/mol로 주었다고 가정합니다. 반응량을 이해하기 위한 단순화된 조건이에요.

반응식 앞의 계수와 분자 안의 숫자

물 생성의 균형 반응식은 다음처럼 적습니다.²

2H₂ + O₂ → 2H₂O

반응 전후 수소와 산소의 원자 수가 각각 같아요. 식 앞의 계수는 물질이 반응하는 개수의 비를, 화학식의 아래첨자는 그 분자 안의 원자 구성을 나타냅니다.²

산소 원자 수를 맞추려고 물의 화학식을 H₂O₂로 바꾸면 물이 아닌 다른 물질을 적게 됩니다. 계수를 조절하는 것과 분자를 바꾸는 일은 다릅니다.

이 식에서 읽는 수소와 산소의 비는 2 대 1입니다. 분자 수나 mol의 비이지 2g 대 1g이라는 질량비는 아니에요.³ 같은 mol이라도 각 물질의 몰질량이 달라 그램 수가 다릅니다.

산소가 허용하는 반응량은 더 작습니다

주어진 질량을 mol로 바꾸면 수소는 4 ÷ 2 = 2mol, 산소는 16 ÷ 32 = 0.5mol입니다.

반응식의 계수는 수소 2mol에 산소 1mol을 요구합니다. 그런데 가진 산소는 0.5mol이므로 수소 1mol하고만 짝을 이룰 수 있어요. 수소는 2mol을 가지고 있지만 전부 반응할 산소가 없습니다.

같은 결과를 ‘반응물의 몰수 ÷ 그 물질의 계수’로 비교할 수도 있습니다.

수소: 2mol ÷ 2 = 1
산소: 0.5mol ÷ 1 = 0.5

공통된 반응의 진행량으로 바꿔 비교하니 산소가 더 작습니다. 이 예제의 제한 반응물은 산소예요. 먼저 소진되는 쪽이 이론적으로 가능한 생성량을 제한합니다.¹

그램 수가 작은 물질을 고르는 문제가 아니었습니다. 수소는 산소보다 질량이 작지만 반응식이 요구하는 비율로 보면 남는 쪽이에요.

물을 구한 뒤 수소까지 셉니다

산소 0.5mol로 물은 1mol 생성됩니다. 문제에서 준 몰질량을 쓰면 물의 질량은 18g입니다. 이 반응에 사용한 수소는 1mol, 즉 2g이에요.

수소 투입 4g 중 반응한 양: 2g
수소 잔량: 4 − 2 = 2g
산소 잔량: 0g
생성된 물: 18g
반응 후 총질량: 물 18g + 수소 2g = 20g

처음 20g과 맞아집니다. 물만 보고 질량이 2g 사라졌다고 생각했다면 남은 수소를 빠뜨린 것입니다. 반응물이 남는 예제에서 질량 보존을 확인하려면 생성물만 합하지 않습니다.

산소를 32g으로 늘리고 수소는 4g으로 유지하면 어떨까요? 두 값은 각각 산소 1mol과 수소 2mol이 됩니다. 이번에는 반응식의 비율에 맞으므로 수소와 산소가 모두 소모된다고 가정할 수 있고 물 2mol, 36g이 나옵니다. 같은 반응식이어도 투입 비율에 따라 잔량의 유무가 달라져요.

반대로 산소를 더 늘리고 수소를 유지하면 수소가 제한 반응물이 됩니다. 반응식에서 어느 쪽을 먼저 적었는지와 제한 반응물은 관계없습니다. 가진 양을 계수에 맞춰 비교한 결과로 정해집니다.

실제 수득량을 물을 때는 한 단계가 더 있어요

지금 구한 18g은 반응식과 투입량에서 계산한 이론 생성량입니다. 실제 실험에서는 반응이 충분히 진행되지 않거나 생성물을 회수하면서 손실이 생겨 얻은 양이 다를 수 있어요. 이론 수득량과 실제 수득량을 구별해 수율을 계산합니다.¹

계산 연습에서 이론 생성량 18g에 실제 얻은 물이 14.4g이라고 추가로 주었다면 수율은 14.4 ÷ 18 × 100 = 80%입니다. 14.4g을 먼저 계수비에 넣어 투입 반응물을 추정하는 문제와는 계산 방향이 달라요.