가역성

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Reversibility

1 화학 반응에서의 가역성

화학 반응에서는 반응의 가역성을 역반응이 얼마나 쉽게 일어나느냐로 따진다.
이 때의 가역 반응의 정의는 쉽게 말하자면 다음과 같다.

주변의 조건을 적당히 변화시켜 반응의 방향을 바꿀 수 있는 반응

가역 반응의 대표적인 예로는 고등학교 때 배우는 사산화질소와 이산화질소의 반응 N₂O₄ → 2NO₂가 있다.
이 분해 반응은 온도가 높을수록 활발히 일어나며, 역반응은 온도가 낮을수록 잘 일어난다. 실온에서 두 반응은 비슷한 비율로 일어나며, 온도를 높여주면 정반응이 활성화되어 NO₂ 분자가, 온도를 낮춰주면 역반응이 활성화되어 N₂O₄ 분자가 많아짐을 확인할 수 있다. 이 경우, 외부 조건을 간단히 조작해서 반응의 방향을 바꿔줄 수 있으므로 가역 반응이다.

비가역 반응의 대표적인 예로는 연소 반응이 있다. 메탄의 연소 반응 CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O는 대단히 쉽게 일어나는 반응이며, 생성물은 반응물에 비해 매우 안정한 상태이므로 주변의 조건을 아무리 변화시켜 봐도 그 역반응을 관찰하는 것은 불가능에 가깝다. 따라서 이 반응은 비가역 반응에 해당한다.

아무리 강력한 가역 반응에서도 역반응의 활성화 에너지를 넘는 분자가 한두 개는 존재할 수 있으므로, 미시적으로는 역반응이 일어날 수 있다. 따라서 화학 반응성에서의 가역성은 개개의 분자보다는 반응 전체의 경향성에 초점을 맞추는 상대적인 개념이다.

1.1 관련 항목

• 화학 평형의 법칙

2 열역학에서의 가역성

열역학에서는 가역성을 좀 더 엄밀한 의미로 정의되며, 이 정의에서의 가역 공정은 현실에 존재하지 않는다.
이 때의 가역 공정의 정의는 쉽게 말하자면 다음과 같다.

주변의 조건을 극소량 변화시켜 그 방향을 바꿀 수 있는 공정

이 때의 '극소'는 화학반응에서의 사례처럼 단순히 '꽤 작은'의 정도가 아니라, 무한히 작음을 뜻한다.

이해를 돕기 위해 두 명의 사람이 손바닥을 맞대고 서로를 밀고 있는 모습을 생각해 보자.
철수는 F₁ = 1 N의 힘으로, 영호는 F₂ = 2 N의 힘으로 서로를 밀고 있다. 이 경우 철수는 점점 밀리고 있을 것이며, 철수에게 1N의 힘을 더해 주면 둘은 평형을 이룰 것이다. 그 상태에서 철수에게 미소량의 힘 dF을 더 가해주면 그때부터는 영호가 밀리기 시작한다. 이 경우 공정의 방향을 바꿔주기 위해 필요한 조건은 미소량이라 할 수 없으므로 가역 공정이 아니다.

이번에는 둘의 힘이 극소량만큼 차이가 난다고 생각해 보자. 이 경우야말로 철수에게 미소량의 힘을 가해서 영호가 밀리게 할 수 있으므로 가역 공정이라고 할 수 있다. 그런데 둘의 힘의 차이가 무한히 작다면, 과연 철수는 어느 정도의 속도로 밀리고 있었을까? 사실 철수는 밀리고 있기는 한걸까? 이 상태는 평형에 무한히 가까운 상태라 할 수 있으므로 공정이 진행되기 위한 시간은 무한하며, 따라서 현실에서 가역 공정은 존재할 수 없음을 간단히 알 수 있다.

가역 공정에서는 엔트로피의 변화가 없으며, 일의 손실이 발생하지 않게 된다. 카르노 기관처럼 열역학적으로 이상적인 모델은 모두 가역적으로 이루어짐을 전제로 한다.

2.1 관련 항목

• 열역학
• 엔트로피