안녕하세요. 이충흔 전문가입니다.
화학 반응에서 정반응과 역반응의 활성화 에너지 차이가 반응 엔탈피와 같아지는 원리는 두 반응이 넘어야 하는 최고점인 '전이상태'의 에너지 위치가 동일하기 때문입니다. 포텐셜 에너지 다이어그램에서 활성화 에너지는 반응 출발점에서 에너지 언덕의 최상단인 전이상태까지 도달하는 데 필요한 에너지 높이입니다. 따라서 정반응 활성화 에너지는 전이상태 에너지에서 반응물 에너지를 뺀 값이며, 역반응 활성화 에너지는 전이상태 에너지에서 생성물 에너지를 뺀 값으로 정의됩니다. 이때 정반응 활성화 에너지에서 역반응 활성화 에너지를 빼면, 두 수식에 공통으로 존재하는 전이상태 에너지 값이 수학적으로 소거됩니다. 결국 남는 값은 '생성물 에너지 - 반응물 에너지'가 되며, 이는 계가 반응 전후에 가지는 에너지 변화량인 반응 엔탈피와 정확히 일치하게 됩니다.
이 원리에 따라 발열 반응은 생성물의 에너지 수준이 반응물보다 낮아 역반응 활성화 에너지가 더 크며, 그 차이만큼 열을 외부로 방출합니다. 반대로 흡열 반응은 생성물의 에너지 수준이 반응물보다 높아 정반응 활성화 에너지가 더 크며, 그 차이만큼 외부에서 에너지를 흡수합니다. 결국 정반응과 역반응의 활성화 에너지 차이는 공통 산봉우리인 전이상태를 매개로 상쇄되어, 반응 전후의 순수한 열역학적 에너지 차이만을 남기게 되는 것입니다.