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1. 산화 · 환원의 개념

  ▣ 산화 · 환원 반응(酸化 · 還元反應, Redox, reduction-oxidation)은 원자의 산화수가 달라지는화학반응이다. 산화·환원

       반응은 화학종 사이의 실제 또는 형식적인 전자 이동을 특징으로 하며, 가장 흔히 한 종(환원제)은 산화(전자 손실)를

       겪고 다른 종(산화제)은 환원(전자획득)을 겪는다.

       전자가 제거된 화학종은 산화되었다고 하고 전자를 얻은 화학종은 환원되었다고 한다.

  ◈ 산화(Oxidation)는 분자, 원자 또는 이논이 산소를 얻거나 수소 또는 전자를 '잃는' 것을 말한다.  

  ◈ 환원(Reduction)은 분자, 원자 또는 이온이 산소를 잃거나 수소 또는 전자를 '얻는' 것을 말한다.

 

  ▣ 산화, Oxidation, Oxygen을 즉, 산소를 추가했다고 생각할 수 있다. 산화는 산소와 결합하는 반응이다.

       산소는 전기음성도가 2번째로 세다. 불소(F)가 제일 세고, 산소와 결합하면 산소는 전자쌍을 자기 쪽으로 끌어 당기는

       힘이 무척 센 원자이기 때문에 산소에게 전자를 빼앗겼다는 것이다.

       산화를 예전에는 산소와 결합에 초점을 두었다면 요즘은 전자를 빼앗기는데 초점을 둔다. 환원은 산화와

       완전히 반대되는 개념이다. 결합되었던 전자를 다시 회복하는 반응이다.

  ▣ 산화, 환원 반응의 동시성은 어떤 물질이 산화되었다는 것은 전자를 빼앗겼다는 이야기이다. 그럼 전자를 빼앗아간

       물질이 있을 것이다. 전자를 내놓는 물질이 있으면 반드시 전자를 얻는 물질이 동시에 그 주변에서 일어 날 수 밖에

       없다는 것이다. Na 고체와 Cl2 기체가 만나면 NaCl 고체가 즉 소금이 생기는데 엄청난 양의 빛을 내면서 소금이 생긴

       다. 이 때 Na는 전자를 잃고 Cl은 전자를 얻는 즉, Na는 산화되고 Cl은 환원되고 산화되는 반응을 산화 반쪽 반응, 환원

       되는 반응만 쓰는 것을 환원 반쪽 반응이라고 한다.

2. 산화수 (출제빈도 높음) ★★★

가. 산화수

  ▣ 물질을 구성하는 원소의 산화상태를 나타낸 수 (= 물질의 산화된 정도를 나타내는 수)

 

  ▣ 산화, 환원 반응을 숫자로 계산하려고 만들어 낸 개념이 산화수이다.

  ▣ 철은 철 원소만 있을 때는 전하량이 없으니까 "0"이다. 그런데 산소와 결합했다면 산소는 전자 2개를 빼앗는 것이 기본

       인데 산소가 3개 이니까 전자 6개가 부족하다.

       따라서, 철 하나당 전자 3개를 담당하여 전체적으로 "0"이 되어 화합물이 되는 것이다.

       철은 0에서 +3이 되었으니 전자를 잃어 산화된 것이고

       산소는 0에서 2-가 되었으니전자를 얻어 환원된 것이다.

나. 산화수의 정의

  ▣ 산화수 (Oxidation Number, 또는 산화 상태)

     ⊙ 공유결합에서 모든 전자가 전기음성도가 큰 원자에 속한다는 가정하에 원자에 임의로 할당된 전하

  ▣ 반응 전후에 한 원자의 산화수를 비교하면 원자들이 전자를 얻었는지 또는 잃었는지를 알 수 있음

  ▣ 반드시 이온 전하를 의미하지는 않는다는 것에 유의해야 함

  ▣ 산화 - 환원 반응에서 전자의 추적에 도움을 주는 단순하고 편리한 방법임

  ▣ 물의 경우에는 H2O는 H2와 O가 공유결합을 한다. 이 때 전자를 산소쪽으로 살짝 당겨지긴 하지만 그렇다고 수소가

       완전히 전자를 잃어 버린 것은 아니다. 공유결합은 이온결합 처럼 전하수가 주고 받는 것이 명확하지 않으므로 이럴 때

       는 전자를 얻는 것인지 잃는 것인지 모호할 수 있다.

       따라서 공유결합한 두원자 중에서 전기음성도가 큰 원자가 전자를 가져갔다고 본다.

       그래서 산소가 최외각 껍질 전자가 6개가 있었는데 수소의 전자 2개를 가져가 산소는 전자가 8개가 된다.

       산화수는 원래의 원자 최외각 전자수 빼기, 공유 전자를 전기음성도가 센 원자가 전자를 가져간다고 가정했을 때,

       이 전자수를 빼서 계산하면 6 - 8 = -2 가 된다.

       수소는 최외각 전자가 1개 있는데 이것을 빼앗겼으니까 전자가 없는 것과 마찬가지가 되었다.

       그래서 수소는 1 - 0 = +1 이 된다.

       이것이 산화수 개념이다.

다. 산화수 규칙

 

  ▣ 홑 원소 물질로 된 원소상태에 있는 물질들은 산화수가 모두 "0"이다.

       이 물질은 다른 물질과 결합한 것이 아니므로 전자를 빼앗기거나 가져오지 않은 상태이다.

       그런데 이 물질, 원자 하나가 이온화를 하면 단원자 이온에서 원자의 산화수는 그 이온이 가지는 전하수와 같다.

       원자 하나가 이온이 되었을 때 산화수는 그 물질의 전하수이다.

 

  ▣ 다원자 이온일 때는 물(H2O)을 예로 들면, 다원자 이온이나 분자화합물이 있을 때는 물은 산소가 전자를 세게 당기므

       로 산소는 특별하지 않은 경우 산화수는 -2이다.

       대부분의 산소는 최외각 껍질 전자가 6개로 전자 2개를 가져 오므로 산소는 -2, 수소는 +1이 된다.

  ▣ 그런데 O-H 라는 수산화이온은 왜 생겼을까 ?

       산소가 -2 이고, 수소가 +1이고 나트륨은 +1이기 때문에 특별하지 않을 때는 산소원자 하나와 수소원자 1개와 나트륨

       1개가 결합하여 수산화나트륨 (NaHO)이 되지만, 무슨 일에 의해서 인지는 모르지만 Na - O - H의 분자구조에서 Na가

       떨어져 나가 Na+가 되고 O-H- 의 불완전한 이온이 되는 경우가 있다.

       이렇게 하여 생긴 이온이 수산화이온 (OH-)이 된다.

       암모니아는 수소보다 질소가 전자를 당기는 힘이 세서 수소가 +1, 질소가 -3이 된다.

 

  ▣ 수소는 최외각 껍질 전자수가 1개인데

       첫번째 껍질은 전자가 최대 들어가 봐야 2개가 들어 가므로 여기에 전자가 하나 있다는 것은 반만 채워진 개념이다.

       수소는 주기율표에서 자신보다 왼쪽에 있는 금속과 만나면 이들 금속보다 전자를 세게 당기니까 수소가 마이너스(-)로

       작용하고 오른쪽에 있는 비금속을 만나면 전자를 세게 당기지 못하므로 전자를 잃어 플러스 (+)로 작용한다.

       따라서 수소의 산화수는 +1 이거나 -1이다.

       그런데 수소가 탄소와 결합할 때에는 비극성, 무극성 공유 결합이 된다.

       이들간에는 전자의 쏠림현상이 없다.

 

  ▣ 산소는 일반적으로 산화수가 -2이다. 그런데 그렇지 않은 경우가 있다.

       OF2 라는 분자이다. 불소 (F)는 전기음성도에서 범접 불가이다. 전기형성도가 무조건 제일 세다.

       불소(F)는 어느 물질에서든 전자를 항상 빼앗아 오는 물질이다.

       그리고 최외각 전자가 7개라서 항상 산화수는 -1이다.

       그런데 불소(F) 2개가 있으니 산화수는 +2가 된다.

       산소는 일반적으로 전자를 빼앗는 -2의 역할을 하지만 불소를 만나면 전자를 빼앗기는 +2 의 역할로 변한다.

  ▣ H2O2는 산소보다 전자를 못 빼앗으므로 오히려 산소보다 전기 음성도가 작으니까 수소 +1 이 2개 있고

      원래 산소는 -2가 되어야 하는데 수소가 줄 수 있는 전자가 없어서 -1개 짜리 2개인 과산화, 불안정한 물질이 된다.

 

  ▣ 할로젠, F, Cl, Br, I 는 일반적으로 산화수 -1을 갖는다.

       17족 원소이니까 최외각 전자수가 7개 있다.

       그런데 Cl2O라는 분자로 있을 때는 F, Cl, Br, I 계열 원소중 F는 산소보다 전기 음성도가 크지만

       Cl, Br, I 는 산소(O)보다 전기음성도가 크지 않다.

       따라서 Cl2O 에서 O는 -2이고 Cl 원자 하나가 +1을 가질 수 밖에 없다.

       F를 제외한 Cl, Br, I 는 산소(O)와 만나면 상황이 달라진다.

 

  ▣ 중성인 분자에서는 산화수 합이 분자가 되고 H2SO4에서 분자면 "0"이 되고

       산화수의 합이 "0"이 되어야 한다. 따라서 합이 "0"이 되려면 S는 +6이 된다.

  ▣ 다원자 이온에서는 산화수 합이 알짜 전하수와 같다.

 

  ▣ ClO4-, 과염소산 이온인데 여기에서 산소는 일반적인 경우로 산화수가 -2이고

       산화수의 합이 -1이 된다는 것이다. 그러면 Cl은 +7이 되어야 한다.

  ① 자유상태에 있는 원자, 분자의 산화수는 "0"이다.

       ex : He, Cl2, O2, N2

  ② 단원자 이온의 산화수는 이온의 전하와 같다.

       ex : Cu2+ : 산화수 +2, Cl- : 산화수 -1

  ③ 화합물 안의 모든 원자의 산화수 합은 "0"이다.

       ex : H2SO4 : (+1×2) + (+6) + (-2×4) = 0

  ④ 다원자 이온에서 산화수 합은 그 이온의 전하와 같다.

       ex : MnO4- : (+7) + (-2×4) = -1

  ⑤ 알칼리 금속, 알칼리토금속, A족 금속의 산화수는 +1, +2, +3 이다.

  ⑥ 불소화합물에서 불소의 산화수는 -1, 다른 할로겐은 -1이 아닌 경우도 있다.

  ⑦ 수소의 산화수는 금속과 결합하지 않으면 +1, 금속의 수소화물에서는 -1 이다.

       ex : HCl, NH3, H2O, NaH, MgH2, CaH2, BeH2

  ⑧ 산소의 산화수 = -2, 과산화물 = -1, 초과산홤루 = -1/2, 불산화물 = +2

       ex : Na2O, Na2O2, NaO2, OF2

  ⑨ 주족 원소 대부분은 [A +1] [A +2], [A족 +3], [A족 ±4], [A족 -3, +5]

       [A족 -2, +6], [A족 -1. +7]

3. 산화제와 환원제

 가. 산화제와 환원제

  ① 산화제 : 자신은 환원되면서 다른 물질을 산화시키는 물질, 즉, 자신은 환원되고 남을 산화시킴

  ② 환원제 : 자신은 산화되면서 다른 물질을 환원시키는 물질, 즉, 자신은 산화되고 남을 환원시킴

  ③ 산화제의 조건

     ㉠ 전자를 얻기 쉬울 것 : 17족 (F2, Cl2, Br2, I2)

     ㉡ 산화수가 큰 원자를 가질 것 (MnO2, KMnO4, K2Cr2O7)

  ④ 환원제의 조건

     ㉠ 전자를 내기 쉬울 것 : 금속 (K, Na, Ca)

     ㉡ 산화수가 작은 원자를 가질 것 (C, SCl2, H2S)

나. 산화력, 환원력의 크기

  ▣ 산화(산화수 증가)되는 물질 ⇒ 환원제이고 환원력이 세다.

  ▣ 환원 (산화수 감소)되는 물질 ⇒ 산화제이고 산화력이 세다.

     ※ 주기율표와 관계

 

다. 산화수와 산화 · 환원의 관계

  ① 산화 : 산화수가 증가하는 반응 (전자를 잃음)

  ② 환원 : 산화수가 감소하는 반응 (전자를 얻음)

4. 산화 · 환원 방정식 (산화수법)

  ① 산화수를 조사하여 산화수의 증가, 감소량을 구한다.

  ② 산화 반쪽 반응식 : Fe2+ → Fe3+ + e-         ……………… ㉠

       환원 반쪽 반응식 : 5e- + MnO4- → Mn2+   ……………… ㉡

      ㉠ × 5 : 5 Fe2+ → 5Fe3+ + 5e-                ………………… ㉢

      ㉡ + ㉢ : 5Fe2+ + MnO4- → 5Fe3+ + Mn2+       ………… ㉣

  ③ 산소 원자의 개수는 H2O로 맞춰준다. 따라서 ㉣에서 우측에 4몰의 H2O를 더해 준다.

        5Fe2+ + MnO4- → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

  ④ H2O로 인해 수소 원자 개수를 왼쪽의 H+로 맟춰준다.

        5Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

5. 전기화학

가. 금속의 이온화 경향

  ▣ 금속원소는 여러가지 비금속 원소나 원자단과 화합물을 만든다.

       화합물 중의 금속원자는 전자를 잃어 버리고 양이온으로 된다. 이 처럼 금속원자는 한개 또는 수개의

       최외각 전자를 잃어 양이온이 되려는 성질이 있다. 이를 이온화 경향이라 한다.

 

나. 금속의 이온화와 화학적 성질

  ① 금속의 반응성 : 금속이 비금속과 화합할 때 금속은 양이온이 되고, 비금속은 음이온이 된다.

                                 따라서 금속 단체가 반응하는 경우, 전자를 상대에게 주고 양이온이 되는 반응을 한다.

                                 그러므로 일반적으로 이온화 경향이 큰 금속일수록 반응하기 쉬운 금속에 속한다.

   <참고> 이온화 경향이 큰 금속은 화학반응이 활발하고, 역으로 이온화 경향이 작은 금속은 화학반응을 잘 안한다.

  ② 공기 중의 산소와의 반응 : 이온화 경향에 따라 다음과 같이 반응한다.

      ㉠ K, Ca, Na, Mg : 상온의 건조된 공기 중에서 산화한다.

      ㉡ Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, Cu : 습한 공기 중에서 산화되고 건조한 공기 중에서는 표면만 산화된다.

      ㉢ Hg, Ag, Pt, Au : 공기중에서는 변화가 없다.

  ③ 물과의 반응 : 이온화 경향에 따라 다음과 같이 반응한다.

      ㉠ K, Ca, Na : 상온에서 물과 격렬하게 반응하여 수산화물이 생성되고, 수소가 발생한다.

      ㉡ Mg, Al, Zn : 찬물과는 반응하지 않으나 더운 물 또는 수증기와 반응하여 수소가 발생한다.

      ㉢ Fe는 고온에서 고온의 수증기와 반응하며 가역반응을 한다.

다. 화학전지

  ▣ 자발적 산화 · 환원 반응을 이용하여 화학에너지를 전기에너지로 바꾸는 장치로서, 다시 말해서 화학변화를 이용하여

       전자를 흐르게 하는 장치를 말한다.

라. 화학전지의 종류

  ① 볼타 전지 : 구리는 수소 보다 이온화 경향이 작아 반응하지 않는다. 아연은 수소보다 반응성이 크기 때문에 묽은 황산

                          과 반응하여 아연이 산화되고 (전자 잃음) 수소이온이 수소기체로 환원된다.

       (-) Zn Ⅰ H2SO4 Ⅰ Cu (+), E° = 1.1 V

 

    ㉠ (-)극 아연판 : 질량 감소 : Zn → Zn2+ + 2e- (산화)

    ㉡ (+)극 구리판 : 질량 불변 : 2H+(aq) + 2e- → H2 (g) (환원)

    ㉢ 전체 반응 : Zn + 2H+ → Zn2+ + H2

  <참고> 분극작용

 

  ⊙ 위 그림은 Cu판 표면에 H2 기체가 발생하므로 전지의 기전력이 떨어진다. 따라서 이러한 분극작용을

       없애기 위해서 MnO2와 같은 감극제를 상용한다.

 

 <참고> 염다리 (Salt bridge)란 ?

  ◈ 다른 이온 또는 물질과 반응하지 않는 NaNO3 (aq) 같은 전해질 용액을 채운 U자 모양 유리관으로 만들며, 전극에서

       산화와 환원반응이 일어나면 염다리에서 이온이 이동하여 전기적으로 중성을 유지한다.

 

  ◈ 왼쪽 전극에서는 산화반응(전자 2개 잃음), 오른 쪽 전극에서는 환원반응 (전자 2개 얻음)이 동시에 일어나며, 전자는

        외부 회로를 통해 이동하게 된다.

       염다리 - NaNO3는 Na+와 NO3-로 이온화되는데 왼쪽 전극에서 산화반응이 일어나서 전자는 외부 회로를 통해 이동

       하게 되므로 전기적으로 + 전하이고 이때 전기적 중성을 유지시키기 위해 NO3- (음이온)이 이동을 한다. 반대쪽 (오른

       쪽)에서도 마찬가지 반응이 일어난다.

 

     ◈ 두 반쪽 전자가 다공성 유리판이나 염다리로 분리되어 있다.

  ② 다니엘 전지 : 분극현상이 나타나는 볼타전지의 단점을 보완하여 개발

           (-) Zn Ⅰ ZnSO4 Ⅰ CuSO4 Ⅰ Cu(+), E° = 1.1 V

 

    ㉠ (-)극 아연판 : 질량 감소 : Zn → Zn2+ + 2e- (산화)

    ㉡ (+)극 구리판 : 질량 증가 : Cu2+ + 2e- → Cu (환원)

    ㉢ 전체 반응 : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

  ③ 건전지

       (-) Zn Ⅰ NH4Cl Ⅰ MnO2, C(+), E° = 1.1 V

 

    ㉠ (-)극 아연 : Zn → Zn2+ + 2e- (산화)

    ㉡ (+)극 탄소 : 2NH4 + 2e- → 2NH3 + H2 (환원)

        ※ 건전지에서 NH4Cl은 전해질, MnO2는 감극제로 사용

  ④ 납축전지

        (-) Pb Ⅰ H2SO4 Ⅰ PbO2, E° = 2.0 V

 

   ㉠ (-)극 (Pb판) : Pb(s) + SO42- (aq) → PbSO4 (s) + 2e- (산화)

   ㉡ (+)극 (PbO2판) : PbO2 (s) SO42- (aq) + 4H+ (aq) + 2e-

        PbSO4 (s) + 2H2O (l) (환원)

   ㉢ 전체 반응

     이와 같이 납축전지는 충전과 방전이 가능한 2차 전지이다.

     반면 건전지와 같이 충전이 어려운 전지를 1차 전지라 한다.

  ⑤ 전기분해

    ▣ 전해질 수용액이나 용융 전해질에 직류 전류를 통하면 그 전해질은 두 전극에서 화학변화를 일으킨다.

         이를 전기분해라 한다.

 

       그러나 이온화 경향이 큰 이온이나 몇 가지 원자단은 방전하기 어려워 대신 수용액 중 H+ 이나 OH- 이 방전한다.

         (K, Na, Ca, Ba, SO4, CO3, PO4, NO3은 방전하기 어렵다)

   ㉠ 소금물의 전기 분해

 

  ◈ 소금물 : NaCl + H2O → Na+ + Cl- + H2O

       (-)극 : 이온화 경향이 작은 것이 석출

                  2H2O (l) + 2e- → H2 (g) + 2OH- (aq-)

       (+)극 : 원자단과 아닌 것이 있으면 아닌 것이 석출,

                  같은 원자단이면 OH- (O2↑)이 석출

                 2Cl- (aq) → Cl2 (g) + 2e-

       <전체반응> 2Cl- (aq) + 2H2O (l) → Cl2 (g) + H2 (g) + 2OH (aq)

          ex : A 족 (Na, K), A 족 (Ca) 등은 물과 반응한다.

   ㉡ CuSO4 용액의 전기분해

 

   ◈ CuSO4 → Cu2+ + SO4

       (-)극에서는 Cu2+이 방전되어 Cu로 극판에 석출된다.

          Cu2+ + 2e- → Cu

       (+)극에서 SO42-은 방전되지 않고 이 이온의 작용으로 구리판이 산화된다.

          Cu - 2e- → Cu2+

       두 극을 백금(Pt)을 사용하면 (-)극에서는 구리가 석출되고, (+)극에서는 SO42-이 방전되지 않고 물이 방전되어

       산소 (O2)가 발생하는 것은 묽은 H2SO4 용액을 전기분해할 때 (+)극에서 일어나는 방전과 같다.

          2 H2O - 4 e- → 4 H+ + O2

마. 페러데이 법칙

  ① Q = it

    여기서, Q : 통해준 전기량 (쿨룽), i : 전류 (Ampere), t : 통해준 시간 (sec)

    [제1법칙] 같은 물질에 대하여 전기분해로써 전극에서 일어나는 물질의 (화학변화로 생긴) 양은 통한 전기량에 비례한

                    다.

    [제2법칙] 일정한 전기량에 의하여 일어나는 화학변화의 양은 그 물질의 화학당량에 비례한다.

  ② 전기량의 단위 : 전기량은 전류의 세기 (Ampere)에 전류가 통과한 시간을 곱한 값과 같다.

                                 1A의 전류가 1초 동안 흐른 전기량을 1 C(쿨룽)이라 한다.

                                  i (A)의 전류가 t초 동안 흐르는 전기량 Q는 다음과 같이 표시한다.

          Q [C] = i [A] × t [sec]

          5 [A]의 전기량이 한시간 동안 흐른 전기량은 다음과 같다.

          Q = 5 × 3,600 = 18,000 [C]

   ▣ 각 극의 석출량 :

       ⊙ 전자 1[mol], 1 [F], 96,500 [C]의 전하량 = 1.6 × 10-19C/개 × 6.02 × 1023 개 / mol : 1g 당량

       ⊙ 농도, 온도, 물질의 종류에 관계없이 1패럿, 즉, 96,500 [C]의 전기량으로 1g 당량의 원소가 석출된다.

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#아연 #구리 #염화나트륨 #페러데이

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1. 용액

 가. 용액

  ▣ 용액(溶液, solution)은 둘 이상의 물질로 구성된 혼합물의 일종으로, (액체상태뿐만 아닌, 물질의 상태에 관계없이

       두가지 이상의 물질이 고르게 섞여있는 것은 모두 용액 이라고 한다.) 액체나 기체 등의 물질에 다른 물질이 섞여 들어

       가 그 조성이 위치에 상관없이 균질하게 된 것을 말한다. 이때 용액의 대부분을 이루는, 용액의 매체가 되는 물질을 용

       매라고 하며, 용매에 섞여 들어가는 물질을 용질이라고 한다. 특히, 용매가 물인 경우의 용액을 수용액이라 한다.

       물      +       소금       ⇒        소금물

    (용매)          (용질)                  (용액 )

 나. 극성 용매와 비극성 용매

   ▣ 극성 분자는 극성 용매에, 비극성 분자는 비극성 용매에 녹는다.

       ex : 알코올은 물에 잘 녹는다. (알코올과 물은 극성이다)

              가솔린은 물에 녹지 않는다. (가솔린은 무극성, 물은 극성이다)

 

다. 용액의 분류

구 분
농 도
비 고
불포화 용액
용질이 더 녹을 수 있는 상태의 용액
석출속도 < 용해 속도
포화 용액
일정한 온도, 압력하에서 일정량의
용매에 용질이 최대한 녹아 있는 용액
더 이상 녹일 수 없으며 더 이상 넣으면 고체로
가라 앉는다. (석출속도 = 용해속도)
과포화 용액
용질이 한도 이상으로 녹아 있는 상태의 용액
용질을 더 넣어도 녹지 않고 외부의 충격에 의해
포화상태 이상으로 녹은 용질이 석출된다.
(석출속도 > 용해속도)

다. 용해도 곡선

  ▣ 온도 변화에 따른 용해도의 변화의 관계를 나타내는 그래프

 

2. 용해도

 가. 고체의 용해도

   ▣ 용매 100g 에 용해되는 용질의 최대 g 수, 즉 포화용액에서 용매 100g에 용해된 용질의 g 수를 그 온도에서 용해도라

        한다.

   ex : 물 100 g 에 소금은 20 ℃에서 35.9 g 녹으면 포화된다. 따라서 20℃ 일 때 소금의 물에 대한 용해도는 35.9 이다.

     예제) 20℃의 물 500g에는 설탕이 몇 g까지 녹을 수 있는가 ?  (단, 20℃ 의 물에 대한 설탕의 용해도는 204 이다.)

      [풀이]  20 ℃의 물 100g에 설탕은 204g 까지 녹을 수 있다. 따라서 500g 에 녹을 수 있는 설탕 x (g)은 ?

                 100 : 204 = 500 : x, x = 204 × 500 / 100 = 1,020 g

 나. 기체의 용해도

   ① 온도의 영향 : 기체가 용해되는 과정은 발열반응이므로 온도가 높을 수록 기체의 용해도는 감소한다.

   ② 압력의 영향 (헨리의 법칙)

     ㉠ 용액에서 기체의 용해도는 그 기체의 압력에 비례한다.

     ㉡ 기체의 용해도는 여러 종류의 기체가 혼합되어 있을 경우 그 기체의 부분 압력과 몰분율에 비례한다.

     ㉢ 일정한 온도에서 용매에 녹는 기체의 질량은 압력에 비례하나, 압력이 증가하면 밀도가 커지므로 녹는

          기체의 부피는 일정하다.

       * 녹는 기체의 질량 w = kP (T 일정)

  <참고> 헨리의 법칙은 용해도가 작은 기체이거나 무극성 분자일 때 잘 적용된다. 차가운 탄산음료수의 병마개를 뽑으면

               거품이 솟아 오르는데, 이는 탄산 음료수에 탄산가스가 압축되어 있다가 병마개를 뽑으면 압축된 탄산가스가

               분출되어 용기의 내부압력이 내려가면서 용해도가 줄어 들기 때문이다.

          ex : H2, O2, N2, CO2 등 무극성 분자

   ③ 재결정 : 온도에 따른 용해도 차가 큰 물질에 불순물이 섞여 있을 때 고온에서 물질을 용해시킨 후 냉각시켜 용해도

                     차이로 결정을 석출하는 방법

다. 수화물

  ▣ 결정수를 가진 결정을 가열하여 결정수를 일부 또는 전부 제거하면, 일반적으로 결정이 파괴되어 다른 결정형으로

       되거나 분말 (가루)로 된다.

    ex : CuSO4 · 5H2O (s) (청색) →(가열) ← (수분 흡수) CuSO4(s) (백색분말) + 5 H2O (g)

          이 반응은 가역반응이며, 색깔의 변화를 이용하여 수분의 검출에 이용된다.

 ① 풍해 (風解) : 결정수를 가진 결정, 즉 수화물이 스스로 공기 중에서 결정수의 일부나 전부를 잃어 분말로 되는 현상을

                           풍해라 한다.

  ② 조해 (潮海) : 고체 결정이 공기 중의 수분을 흡수하여 스스로 용해하는 현상을 조해라 한다.

                            일반적으로 조해성을 가진 물질은 물에 대한 용해도가 크다.

                             1류 위험물 (산화성 고체)은 조해성 물질이다.

           ex : NaOH(s) · KOH · CaCl2 · P2O5 · MgCl2

                                 (건조제로 이용)

3. 용액의 농도

가. 몰분율 (XA)

  ▣ 혼합물 속에 한 성분의 몰수를 모든 성분의 몰수로 나눈 값

나. 퍼센트 농도 (%)

  ▣ 용액에 대한 용질의 질량 백분율

다. 몰농도 (M)

  ▣ 용액 1ℓ (1,000㎖)에 포함된 용질의 몰 수

 

     여기서, g : 용질의 g 수, M : 분자량, V : 용액의 부피 (㎖)

라. 몰랄 농도

  ▣ 용매 1,000g에 녹아 있는 용질의 몰 수 (m)인 몰랄 농도는 질량 (㎏)을 사용하기 때문에 온도가 변하는 조건에서

       이 몰랄농도를 사용한다.

마. 노르말 농도

  ▣ 용액 1ℓ (1,000㎖) 속에 녹아 있는 용질의 g당량수를 나타낸 농도

  <참고> 당량

  ◈ 전자 1개와 반응하는 양을 당량이라고 하는데 정확히 수소 1g 또는 산소 8 g과 반응할 수 있는 그 물질의 양을 1g 당량

       이라 정의 한다.

바. 농도의 확산

  ① 중량 %를 몰농도로 환산하는 법 : 중량 %를 몰농도로 환산할 때에는 다음과 같이 용액 1ℓ에 대하여 계산한다.

   ◈ 중량 백분율 a (%) 용액의 몰농도 x를 구해 보자.

        이 용액의 비중을 S, 용질의 질량 w (g)은 얼마인가 ?

   ◈ 용질 w(g)의 몰수는 용질의 분자량(식량) M으로 부터 w/M이 된다.

         따라서, 몰 농도는 다음과 같이 구할 수 있다.

  ② 몰 농도를 중량 %로 환산하는 법 : 몰농도를 중량 %로 환산할 때도 용액 1ℓ의 질량과 이 속에 녹아 있는 용질의 질량을

        구하여야 한다.

   ◈ n 몰 농도 용액의 중량 백분율 x (%)를 구해 보자.

       이 용액의 비중을 S, 용질의 분자량을 M이라 하면 이 용액 1ℓ의 질량 w (g)은 얼마인가 ?

           w = 1,000 × S (g)

       이 용액 1ℓ 속의 용질의 질량 m (g) 은 ? m = n · M (g)

       중량 백분율 x (%)는 용액의 질량 100 g 에 대한 g 수 이므로

           1,000 × S : nM = 100 : x

사. 혼합용액의 농도

    MV ± M'V' = M" (V+V') (액성이 같으면 +, 액성이 다르면 -)

    MV ± N'V' = N" (V+V')

아. 끓는 점 오름과 어는 점 내림

 

   ▣ 용액은 순수한 용매보다 증기압이 낮아지므로 용액의 끓는 점은 순수 용매의 끓는 점 보다 높아지고

        용액의 어는 점은 순수한 용매 보다 낮아진다. 이는 몰랄 농도에 비례하여 변한다.

구 분
끓는 점
어는 점
순수한 용매
낮음
높음
용액
높음
작음

  ① 끓는 점 오름

     ㉠ 용액의 끓는 점은 용매의 끓는 점 보다 높다.

     ㉡ 끓는 점 오름 (△Tb)은 용액의 몰랄농도 (m)에 비례한다.

         △Tb = kb m (kb : 몰랄 오름 상수)

   ② 어는 점 내림

      ㉠ 용액의 어는 점은 용매의 어는 점 보다 낮다.

      ㉡ 어는 점 내림 (△Tf)은 용액의 몰랄농도 (m)에 비례한다.

           △Tf = kf m (kf : 몰랄 내림 상수)

  ③ 전해질 용액의 끓는 점 오름과 어느 점 내림 : 1분자가 2개의 이온으로 전리하는 전해질 용액의 전리도를 α 라 하면,

            전해질 1 mol은 비전해질 (1+α) mol에 해당한다. 따라서, 전해질 용액은 같은 몰 수의 비전해질 몰 수 보다 (1+α)배

            끓는 점이 높고 어느 점이 낮다.

  ④ 삼투압 : 용액중 작은 분자의 용매는 통과시키나 분자가 큰 용질은 통과 시키지 않는 막을 반투막이라 한다.

            ex : 동식물의 원형질막, 방광막, 콜로디온막, 셀로판 황산지 등은 불완전 반투막이다.

 

  ▣ 반투막을 경계로 동일 용매에 다른 용액을 접촉시키면 양쪽의 농도가 같게 되려고 묽은 쪽 용매가 반투막을 통하여

       농도가 진한 용매 쪽으로 침투한다. 이때 반투막에 작용하는 압력을 삼투압이라 한다.

  <참고> 비전해질의 묽은 수용액의 삼투압은 용액의 농도 (몰농도)와 절대온도 (T)에 비례하며, 용매나 용질의 종류와는

               관련이 없다.

 ⑤ 반트 호프의 법칙 : 일정한 부피 속에 여러가지 비전해질 용질 1 몰 씩을 녹인 용액의 삼투압은 모두 같다.

                                     이를 반트 호프의 법칙이라 한다.

   어느 V(ℓ)의 묽은 용액 속에 어떤 용질 n 몰이 녹아 있을 때 농도는 n/V (몰/ℓ)가 될 것이며,

   이 때 절대 온도를 T라 하면, 이 용액의 삼투압 π는 다음과 같은 식으로 나타낼 수 있다.

   실험에 의하면 k는 이상 기체 상수 R과 같다. 따라서 위 식은 이상기체 상태방정식과 같은 관계식으로

   아래와 같이 나타낼 수 있으며 V(ℓ) 속에 분자량이 M인 용질 w(g)가 포함되어 있다면 이 용질의 몰 수는

    n = w/M 이므로 이를 기체 상태 방정식에 대입할 수 있다.

  <참고> 삼투압은 πV = nRT 의 단위에 주의하여야 한다. π 는 삼투압 (Pa, kPa), V는 부피 (ℓ, ㎥), n은 몰 수, T는 절대온도

                (273.15 + ℃), R = 0.0821 (1 atm · ℓ / mol · K)이다.

4. 콜로이드 용액

가. 콜로이드 입자

  ▣ 전분, 단백질 등은 분자량이 크고, 분자의 크기가 10 ~ 100 A 의 범위에 있으며 결정이 잘 되지 않는다.

       이러한 크기의 입자를 콜로이드 입자라 한다.

나. 콜로이드 용액의 성질

  ① 틴들현상 : 콜로이드 용액에 강한 빛을 통하면 콜로이드 입자가 빛을 산란하게 하기 때문에 빛의 통로가 보이는 현상을

                        말한다.

 

  ※ 한외 현미경 : 틴들현상을 이용하여 콜로이드 입자의 수와 운동상태를 볼 수 있는 현미경

      예 : ⊙ 어두운 곳에서 손전등으로 빛을 비추면 먼지가 보인다.

             ⊙ 흐린 밤중에서 자동차 불빛의 진로가 보인다.

  ② 브라운 운동 : 콜로이드 입자들이 불규칙하게 움직이는 것

 

  ③ 투석 : 콜로이드 입자는 거름 종이를 통과하거나 반투막 (셀로판지, 황산지, 원형질막)은 통과하지 못하므로 반투막을

                  이용하여 보통 분자나 이온과 콜로이드를 분리, 정제하는 것 (콜로이드 정제에 이용)이다. 이와 같은 성질을

                  이용한 것이 투석이다.

 

   <참고> 콜로이드 입자는 투석막을 통과하지 못한다.

                셀로판지와 투석막은 보통의 이온이나 분자 등은 통과시키나, 콜로이드 입자는 통과시키지 못한다.

  ④ 전기 영동 : 전기를 통하면 콜로이드 입자가 어느 한 쪽 극으로 이동한다.

                    예 : 집진기를 통한 매연 제거

 

     ◈ 콜로이드 입자는 전기를 띠고 있어 (+) 콜로이드는 (-)극으로, (-) 콜로이드 입자는 (+)극으로 이동한다.

  ⑤ 엉김과 염석 : 콜로이드가 전해질에 의해 침전되는 현상이다. 이 현상은 몰 수와 관계없이 전해질의 전하량이 클 수록

                             효과적이다.

       예 : (+) 콜로이드일 경우 → 음이온 : 비고 PO43- > SO42- > Cl-

              (-) 콜로이드일 경우 → 양이온 : 비고 Al3+ > Mg2+ > Na+

    ㉠ 엉김 : 소수 콜로이드가 소량의 전해질에 의해 침전

           ex : 흙탕물에 백반 (전해질)을 넣어 물을 정제한다.

           ※ 소수 콜로이드 : 물과 친하지 않아 소량의 물분자로 둘러 쌓여 있는 콜로이드 : Fe(OH)2, Al(OH)3

    ㉡ 염석 : 친수 콜로이드가 다량의 전해질에 의해 침전

           ex : MgCl2를 넣어 두부를 만든다.

                  (전해질)

           ※ 친수 콜로이드 : 물과 친하여 다량의 물분자로 둘러 쌓여 있는 콜로이드 : 전분, 젤라틴, 한천 등

 

     (A) : 입자들이 같은 극성의 전하를 띠고 있기 때문에 서로 반발하여 안정된 상태를 유지한다.

     (B) : 서로 다른 극성의 이온이 첨가 되어 용질이 전하를 잃고 콜로이드가 엉긴다.

#전해질 #콜로이드 #이온 #엉김 #투석 #삼투압 #반트호프 #농도 #용액 #용해도 #용매 #용질

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1. 산과 염기

  ▣ 산 (酸, acid) : 수용액 중에서 해리하여 수소이온을 생성하고 염기(鹽基)와 중화하여 염(鹽)을 만드는 물질.

                             예를 들면 염화수소(HCl)을 물에 녹이면 해리하여 오늄 이온인 하이드로늄(옥소늄)이온 H3O+ 을 생성

                             하고 산이 되는 것을 뜻한다. 신맛의 원인이 바로 수소 이온/하이드로늄 (옥소늄) 이온이다.

   ⊙ 산이란 물에 용해되어 H+를 내는 화학종이다.

   ⊙ 산이란 수소 이온을 잃는 화학종이다.

   ⊙ 산이란 용매의 양이온을 형성하는 물질이다

   ⊙ 좁은 의미로는 카복실기 있는 화합물만을 뜻하기도 한다(접미사가 -산(-acid)이다).

  ▣ 염기(鹽基, base)는 수용액에서 수산화 이온을 내거나 수소이온을 흡수하는 물질을 말한다.

       흔히, 알칼리라고 부르며 산에 대응되는 물질로 서로 중화반응을 일으켜 염과 물을 만든다.

       염기는 금속 산화물이다. 염기는 전해질이며 대체로 쓴맛이 나고, 손에 닿으면 단백질을 녹이는 성질 때문에

       미끈거린다. 염기 물질은 보통 수소이온지수가 7 이상이다.

       대표적인 염기는 강한 염기로 수산화나트륨(NaOH), 수산화칼륨(KOH), 수산화 칼슘 (Ca(OH)2) 등이 있고,

       약한 염기로 암모니아수(NH4OH), 수산화 마그네슘 (Mg(OH)2)이 있다.

 가. 산의 성질

   ① 수용액은 신맛을 낸다.

   ② 수용액은 푸른색 리트머스 종이를 붉은 색으로 변화시킨다.

   ③ 많은 금속과 작용하여 수소 (H2)가 발생한다.

   ④ 염기와 작용하여 염과 물을 만든다.

        Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

        Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2

나. 염기의 성질

   ① 쓴 맛이 있고, 수용액은 미끈 미끈하다.

   ② 수용액은 붉은 리트머스 종이를 푸르게 변화시킨다.

   ③ 산과 만나면 산의 수소 이온 (H+)의 성질을 해소시킨다.

   ④ 염기중 물에 녹아서 OH- 을 내는 것을 알칼리라 한다.

라. 산과 염기의 개념

  ▣ 아레니우스 (Arrhenius)의 산과 염기

    ① 산 : 수용액 중에서 수소 이온 (H+)을 내놓는 물질

    ② 염기 : 수용액 중에서 수산화 이온 (OH-)을 내놓는 물질

  ▣ 브뢴스테드 - 로우리 (BrØnsted-Lowry)의 산과 염기

    ① 산 : H+ (양성자)을 내놓는 물질 (양성자 주게)

    ② 염기 : H+ (양성자)을 받아 들이는 물질 (양성자 받게)

    ③ 양쪽성 물질 : 양성자를 받을 수도 있고, 양성자를 낼 수도 있는 물질

       ex : H2O, HCO3-, HS-, H2PO4-, HPO4-, HPO42-

  ▣ 루이스 (Lewis)의 산과 염기

    ① 산 : 비공유 전자쌍을 제공받는 물질 (전자쌍 받게)

    ② 염기 : 비공유 전자쌍을 제공하는 물질 (전자쌍 주게)

<산·염기에 대한 여러가지 개념>

                 분류
학설
염기
아레니우스설
수용액에서 H+ (또는 H3O+)을 내놓는 것
수용액에서 OH-를 내놓는 것
브륀스테드설
H+ 을 줄 수 있는 것
H+을 받을 수 있는 것
루이스설
비공유 전자쌍을 받는 것
비공유 전자쌍을 가진 것 (제공하는 것)
 

마. 산화물 (출제빈도 높음) ★★★

  ▣ 물에 녹으면 산·염기가 될 수 있는 산소와의 결합물을 산화물이라 한다.

    ① 산성 산화물 (무수산) : 물과 반응하여 산이 되거나 또는 염기와 반응하여 염과 물을 만드는  비금속 산화물을

                                             산성 산화물이라 한다.

         ex : CO2 + H2O → H2CO3 (탄산) ⇔ 2H+ + CO32-

    ② 염기성 산화물 (무수염기) : 물과 반응하여 염기가 되거나 또는 산과 반응하여 염과 물을 만드는 산화물을

                                                    염기성 산화물이라 한다.

        ex : CaO + H2O → Ca(OH)2 ⇔ Ca2+ + 2OH-

    <참고> 산성산화물은 비금속의 산화물, 염기성 산화물은 금속의 산화물이다.

           CO2, SO3, N2O5는 물에 녹아 H2CO3, H2SO3, HNO3가 되어 산이 된다.

          또한, Na2O, CaO는 물에 녹아 NaOH, Ca(OH)2가 된다,

   ③ 양쪽성 산화물 : 산에도 녹고 염기에도 녹아서 수소가 발생하는 원소(Al, Zn, Sn, Pb 등)를 양쪽성 원소라 하며,

                                  이들의 산화물 (Al2O3, ZnO, SnO 등)을 양쪽성 산화물이라 한다.

                                  이들은 산 · 염기와 작용하여 물과 염을 만든다.

  <참고> 양쪽성 산화물 ⇒ 산 · 염기와 반응

              양쪽성 원소 Al, Zn, Sn, Pb의 산화물은 산과 염기와 반응하여 염이 된다.

             ※ 알(Al), 아(Zn), 주(Sn), 납(Pb) ? 양쪽성 물질

2. 산과 염기의 당량

 가. 산의 당량

   ▣ 염산(HCl) 1몰이 만드는 수소 이온 (H+)은 1g 이온 (아보가드로수 6.02 × 1023개의 이온)이며

        황산(H2SO4) 1몰이 만드는 수소 이온 (H+)은 2g 이온이 된다.

  나. 염기의 당량

      ▣ 수산화나트륨(NaOH) 1몰이 만드는 수산 이온 (OH-)은 1g 이온이다.

           수산화 칼슘(Ca(OH)2) 1몰이 만드는 수산이온 (OH-)은 2g 이온이다.

 <참고> 원자가와 당량

   ▣ 대부분의 물질을 구성하고 있는 기본이 되는 화학적 본질을 원소라 한다. 각 원소의 원자량은 원자량이 12인 탄소-12

        를 기준으로 하여 비례적으로 결정한다. 한 원소의 원자가는 원자가를 1로 하는 수소원자의 결합력을 기준으로 비례

        적으로 결정한다. 즉, 원자가가 +3인 어느 원소는 화합물에서 3개의 수소원자를 대신할 수 있으며, -3가인 원소는 3개

        의 수소원자와 반응할 수 있다.

 

  ▣ 원소의 당량은 그 원소의 원자량을 원자가로 나눈 값으로 정의된다.

    1. 원자 및 이온의 당량 = 원자량 / 원자가

         ex) Ca2+ 당량 = 40 / 2 = 20

                Mg2+ 당량 = 24 / 2 = 12

 

     2. 분자(화합물)의 당량 = 분자량/양 이온의 가수

         ex) CaCO3 당량 = 100 / 2 = 50

               CaSO4 당량 = 136 / 2 = 68

 

    3. 산의당량 = 분자량 / H+의 수, 염기의 당량 = 분자량 / OH-의 수

         ex) HCl 당량 = 36.5 / 1 = 36.5

               H2SO4 당량 = 98 / 2 = 49

               NaOH 당량 = 40 / 1 = 40

               Ca(OH)2 당량 = 74 / 2 = 37

 

   4. 산화제 및 환원제의 당량 = 분자량 / 주고 받은 전자수

        ex) KMnO4 당량 = 158 / 5 = 31.6

             K2Cr2O7당량 = 294 / 6 = 49

 

    ◈ 과망간산의 경우  :  MnO4- + 8 H+ + 5e- ⇒ Mn2+ + 4 H2O

 

    ◈ 중크롬산칼륨의 경우  :   Cr2O72- + 14 H+ + 6e- ⇒ 2Cr3+ + 7 H2O

 

  산 : 물에 용해되어 H+이온을 제공해주는 물질 (HCl, HNO3, H2SO4, H3PO4)

     ◈ 강산 : 수용액에서 완전히 해리되는 강전해질인 산 (HClO4, H2SO4, HBr, HCl, HNO3)

     ◈ 약산 : 부분적으로만 해리되는 약전해질인 산 (CH3COOH), HF, H3PO4 HNO2)

 

  염기 : 물에 용해되어 OH-이온을 제공해주는 물질 (NaOH, Ba(OH)2, KOH)

     ◈ 강염기 : 수용액에서 해리되어 OH이온을 내어놓는 정도가 강한 염기 (NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2)

     ◈ 약염기 : 암모니아는 그 일부가 물과 반응하여 NH4+와 이온을 내놓기 때문에 약염기이다.

     ◈ 전해질 : 물에 녹아 이온성 용액을 만드는 물질

 

<산화와 환원>

  산화 : 산소-산소와 화합하는 현상

            수소 - 수소화합물에서 수소를 잃는 현상

            전자 - 전자를 잃는 현상

            원자가 - 원자가(산화수)가 증가되는 현상

            산화제 : 하나 또는 그 이상의 전자를 얻으며 자신은 환원되고 원자의 산화수가 감소한다.

 

  환원 : 산소- 산화물에서 산소를 잃는 현상

             수소-수소와 화합하는 현상

             전자-전자를 받아들이는 현상

             원자가-원자가(산화수)가 감소되는 현상

             환원제 : 하나 또는 그 이상의 전자를 잃으며 자신은 산화되고 원자의 산화수는 증가한다.

3. 산과 염기의 세기

가. 전해질과 비전해질

  ① 전해질 : 수용액 상태에서 전기가 통하는 물질이고 수용액에서 이온화하는 물질이다.

                     ex : NaCl → Na+ + Cl-

  ② 비전해질 : 물에 녹았을 때 이온으로 나누어지지 않는 물질로서, 주로 공유결합 화합물이다.

나. 이온화도

  ▣ 전해질 수용액에서 용해된 전해질의 몰수에 대한 이온화된 전해질의 몰수의 비 (이온화 : 양이온과 음이온으로 분리)

    ※ 같은 물질인 경우 이온화도는 온도가 높을 수록, 전해질의 농도가 묽을 수록 커진다.

4. 물의 이온적과 수소 이온 농도

가. 물의 이온적

  ▣ 물은 상온에서 이온화되어 다음과 같이 평형 상태를 유지한다.

 

나. 수소 이온 농도

  ▣ 수용액에서의 수소이온농도는 매우 작기 때문에 pH로 산성도를 나타내는 것이 편리하다.

        pH는 수소이온에 물 농도의 음의 대수값으로 정의된다.

  ※ 수소 이온 지수

    ◈ 수소이온농도의 역수를 상용대수로 나타낸 값을 pH라 하며 이것을 수소이온지수라고 한다.

         수소이온지수를 사용하면 용액의 산성, 염기성을 더욱 간단한 값으로 나타낼 수 있다.

 

5. 산 · 염기의 중화 반응

가. 중화반응과 염

  ▣ 염산 수용액에 수산화나트륨 수용액을 더해 가면 염산의 산성은 차츰 약해져서 나중에는 산성도 알칼리성도 아닌 중성

      이 되어 버린다. 이와 같은 반응을 중화반응이라 하며 중화로 생성된 물질 (이 반응에서는 NaCl)을 염이라 한다.

나. 중화적정과 염

  ① 중화반응 : 산과 염기가 반응하여 물과 염이 생성되는 반응

    ㉠ 중화반응의 알짜 이온 방정식 : H+ (aq) + OH- (aq) ⇒ H2O (l)

    ㉡ 중화반응에서의 양적 관계 : 산과 염기가 완전히 중화되면 산이 내놓는 H+ 의 몰수와 염기가 내놓는 OH- 의 몰수가

                                                      같다.

            * nMV   =   n' M'V'

            여기서, n, n' : 가수, M, M' : 몰 농도, V, V' : 부피

    ※ 여러 가지 지시약의 변색 범위 : 지시약의 변색 범위란 지시약의 색깔이 점차 변하는 pH 영역이다.

        몇 가지 중요한 지시약들의 색깔과 변색 범위는 다음 표와 같다.

 

   ◈ pH 측정 : 정확한 pH를 측정할 때는 pH미터를 사용한다.

   ◈ 페놀프탈레인

       ⊙ 산성, 중성 ⇒ 무색

       ⊙ 염기성 ⇒ 붉은 색

       ⊙ 변색 범위 : 8.3 ~ 10.0

       ⊙ 강한 염기로 중화 적정할 때 쓰인다.

  ② 염의 의의 및 종류 : 염이란 산의 음이온과 염기의 양이온이 만나서 이루어진 이온성 물질이다.

    ㉠ 산성염

       ⊙ 산의 H+ (수소 원자) 일부가 금속으로 치환된 염을 산성염이라 한다.

           ex : H2SO4 + NaOH ⇒ NaHSO4 + H2O (황산수소나트륨 + 물)

                  H2CO3 + KOH ⇒ KHCO3 + H2O (탄산수소칼륨 + 물)

   ㉡ 염기성염

      ⊙ 염기 중의 OH- 일부가 산기(할로겐)로 치환된 염을 염기성염이라 한다.

           ex : Mg(OH)2 + HCl ⇒ Mg(OH)Cl + H2O (하이드록실 염화 마그네슘)

 

      <참고> 산성염 ⇒ H+을 포함하는 염,

       염기성염 ⇒ OH- 을 포함하는 염

       H2SO4 의 H 1개가 Na로 치환되어 NaHSO4 로 된 염을 산성염이라 한다.

   ㉢ 정염

      ⊙ 산 중의 수소 원자 (H) 전부가 금속으로 치환된 염을 정염이라 한다.

          ex : NaOH + HCl ⇒ NaCl + H2O

                 2NaOH + H2SO4 ⇒ Na2SO4 + 2H2O (황산나트륨 + 물)

   ㉣ 복염

      ⊙ 두가지 염이 결합하여 만들어진 새로운 염으로서 이들 염이 물에 녹아서 성분염이 내는 이온과 동일한 이온을 낼 때

           이 염을 복염이라 한다.

       ex : K2SO4 + Al2(SO4)3 + 24 H2O ⇒ 2 KAl(SO4)2 · 12 H2O (칼륨알루미늄배반 + 물)

             이 때 성분염이 물에 녹아서 내는 이온 K2SO4 ⇒ 2K+ + SO42-

                                                                          Al2(SO4)3 ⇒ 2Al3+ + 3SO42-

             생성염이 물에 녹아서 내는 이온 2KAl(SO4)2 ⇒ 2K+ + 2Al3+ + 4SO42+

             성분염과 생성염은 물에 녹아서 동일한 이온을 내므로 KAl(SO4)2는 복염이다.

   ㉤ 착염

      ⊙ 성분염과 다른 이온을 낼 때 이 염을 착염이라 한다.

           ex : FeSO4 + 2KCN ⇒ Fe(CN)2 + K2SO4

                  Fe(CN)2 + 4KCN ⇒ K4Fe(CN)6 (시안화철()산 칼륨)

                 이 때 성분염이 물에 녹아서 내는 이온 Fe(CN)2 ⇒ Fe2+ + 2CN-

                                                                             4KCN ⇒ 4K+ + 4CN-

                 생성염이 물에 녹아서 내는 이온 K4Fe(CN)6                ⇒     4K+   +          Fe(CN)64-

                                                                    시안화철()산 칼륨                               시안화철()산 이온

                 즉, 성분염과 생성염은 물에 녹아서 동일한 이온을 내지 않으므로 K4Fe(CN)6 은 착염이다.

다. 염의 가수분해

   ▣ 염으로 부터 해리되어 나온 이온이 물과 반응하여 H3O+ 이나 OH-을 내는 반응이다.

라. 완충 용액

   ▣ 적정곡선에서 알 수 있는 것 처럼 중성에 가까운 수용액에서는 염산이나 수산화나트륨을 소량 가하면 pH가 크게

       변한다. 그러나 약산에 그 약산의 염을 혼합한 수용액에 소량의 산이나 염기를 가해도 pH는 그다지 변화하기 않는다.         이런 용액을 완충용액이라 한다.

<참고> 완충용액 ⇒ 산이나 염기를 가해도 pH가 거의 일정

   ◈ 약산에 염을 혼합한 용액은 산이나 염기를 가해도 별로 pH가 변화하지 않는다. 이것은 전리 평형과 공통 이온에 의해

        평형 이동을 응용한 것이다.

#산 #염기 #중성 #산화제 #환원제 #중화반응 #원자가 #산성염 #복염 #정염 #착염 #전해질 #이온화도

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1. 이온결합

가. 이온결합의 형성

 ▣ 금속 원소와 비금속 원소 사이에 이루어지는 결합으로서 전기 음성도 차이가 클 때에 일어난다.

      아래 그림에서 Na는 전자를 Cl에게 줌으로써 Na+, Cl은 전자를 받음으로써 Cl-로 되어 정전기적 인력으로 이루어지는

      이온결합 상태를 완성한다.

 

     Na + 에너지 → Na + + e- (Cl + e- → Cl-)

이온결합 ⇒ 금속성이 강한 원소와 비금속성이 강한 원소와의 결합
일반적으로 금속은 양이온으로 되기 쉽고 비금속은 음이온으로 되기 쉽기 때문에
금속과 비금속 물질과의 결합은 이온 결합인 경우가 많다.

나. 이온결합과 에너지

  ▣ (+), (-) 이온간의 정전기적 인력과 전자껍질간의 반발력에 의해 전체 에너지가 최소가 되는 거리에서 이온결합이

       형성된다.

 

 다. 이온결합 물질의 성질

  ① 금속 원소와 비금속 원소 사이의 결합형태이다.

  ② 이온 간의 인력이 강하여 융점이나 비등점이 높은 고체이며, 휘발성이 없다.

  ③ 물과 같은 극성 용매에 잘 녹는다.

  ④ 고체상태에서는 전기 전동성이 없으나 수용액 상태 또는 용융상태에서는 전기 전도성이 있다.

  ⑤ 외부에서힘을 가하면 쉽게 부스러진다.

2. 공유 결합

 ▣ 전기 음성도가 거의 비슷한 두 원자가 스핀 (spin)이 서로 반대인 원자가전자를 1개씩 제공하여 한쌍의 전자대 (쌍)를

      이루어 이것을 공유함으로써 안전한 전자배치로 되어 결합하는 화학결합을 공유결합이라 한다.

 

가. 가표의 종류

  ▣ 전자대 ( : )를 간단히 - 가표 (Bond)로도 표시한다.

  ① 전자대로 표시한 화학식은 전자식, 가표로 표시한 화학식은 구조식이라 한다.

  ② 한 원자가 가지는 가표의 수를 공유결합 원자가라 한다.

  ③ 가표 (bond)의 종류에는 다음의 세 가지가 있다.

 

 나. 전자 구조식

   ▣ 구조식에서 공유결합을 하고 있는 부분은 그대로 두고, 비공유 전자대를 가지는 원자에 대해서만 이 비공유 전자대를

        표시한 화학식을 전자구조식이라 한다.

 

  ① 공유결합의 형성 : 비금속 원자들이 각각 원자가전자 (최외각전자)를 내놓아 전자쌍을 만들고, 이 전자쌍을 공유함으로

                                     써 형성되는 결합이다.

 

 

  ② 공유결합의 표시

    ㉠ 루이스 전자점식 : 원자가전자를 점으로 표시

    ㉡ 구조식 : 공유 전자쌍을 결합선으로 표시

 

  ③ 공유결합 에너지

     ㉠ 공유결합 화합물 1몰(mol)의 결합을 끊어서 각각의 원자로 만드는데 필요한 에너지을 말한다.

         1몰의 H2 (g) + 435 H(g) → H (g) + H (g)

     ㉡ 결합에너지와 결합길이

       ⊙ 결합에너지가 클수록 결합길이는 짧다.

 

  ④ 종류

    ㉠ 극성 공유결합 (비금속+비금속) : 서로 다른 종류의 원자 사이의 공유결합으로, 전자쌍이 한쪽으로 치우쳐 부분적으

                                                             로 (-)전하와 (+)전하를 띠게 된다. 주로 비대칭 구조로 이루어진 분자이다.

               ex : HCl, HF 등

    ㉡ 비극성 공유결합 (비금속 단체) : 전기 음성도가 같거나 비슷한 원자들 사이의 결합으로 극성을 가지지 않아 전기적으

                                                            로 중성인 결합이며 단체 및 대칭 구조로 이루어진 분자이다.

               ex : Cl2, O2, F2, CO2, H2

    ㉢ 탄소화합물

         ex : 가솔린( C5~C9의 포화 · 불포화 탄화수소)과 물이 섞이지 않는 이유는 물은 극성 공유결합이고, 가솔린은 비극성

                공유결합이기 때문이다.

  ⑤ 공유결합 물질의 성질

    ㉠ 녹는점과 끓는점이 낮다. (단, 공유 결정은 결합력이 강하여 녹는 점과 끓는 점이 높다.)

    ㉡ 전기 전도성이 없다. 즉, 모두 전기의 부도체이다.

    ㉢ 극성 공유결합 물질은 극성용매 (H2O)에 잘 녹고, 비극성 공유결합 물질은 비극성 (C6H6, CCl4, CS2 등)에 잘

          녹는다.

    ㉣ 반응속도가 느리다.

3. 배위결합

  ▣ 비공유 전자쌍을 가지는 원자가, 이 비공유 전자쌍을 일방적으로 제공하여 이루어진 공유결합을 배위결합이라 하며

       화살표 기호 (→)로 표시한다.

   ex : 암모늄 이온 (Ammonium ion, NH4+)은 암모니아 (Ammonia, NH3) 가스를 염산용액에 통할 때 염화암모늄이 생성

          되면서 생기는 라디칼임

     NH3 + HCl → NH4Cl

     이것을 이온 방정식으로 표시하면

     NH3 + H+ +Cl- → NH4+ + Cl-

     즉, NH3 + H+ → NH4+ 로 된다.

 

4. 금속결합

  ▣ 금속 단체일 경우 최외각 전자를 내어 놓고 양이온 상태로 되어서 전자를 사이에 두고 간접적으로 이루는 결합형태로

       이때 쫓겨 나온 전자를 자유전자라 하며, 이는 전기의 좋은 양도체이다. 이러한 결합을 금속결합이라 하며 이 때 전자

       는 금속 속에서 자유롭게 움직일 수 있으므로 자유전자라 한다.

 

5. 분자구조

가. 결합거리

  ▣ 공유 결합을 이루고 있는 원자의 핵과 핵 사이의 거리를 결합거리라 하며, 또한 이 결합거리는 동일한 원자 사이의

       결합일 때와 결합의 형식이 같을 때에는 분자나 결정의 종류와는 관계없이 거의 일정하다.

 

나. 결합각

  ① H2O의 분자 구조 (V자형 : p2형) : 산소 원자를 궤도함수로 나타내면 그림과 같이 3개의 p궤도 중 쌍을 이루지 않는

       전자는 py, pz 축에 각각 1개씩 있으므로 부대전자가 2개가 되어 2개의 수소원자와 py, pz 축에서 각각 공유되며

       그 각도는 90° 이어야 하나 수소 원자간의 척력이 작용하여 104.5°의 각도를 유지한다. 이것을 V자형 또는 굽은자형이

       라 한다.

 

  ② NH3의 분자 구조 (피라미드형 : p3) : 질소 원자는 그 궤도함수가 1s2, 2s2, sp3로서 2p궤도 3개에 쌍을 이루지 않은

          전자 (부대전자)가 3개여서 3개의 H 원자의 1s1과 공유결합을 하여 Ne형의 전자배열을 만든다. 이 때 3개의 H는

          N 원자를 중심으로 그 각도는 이론상 90° 이나 실제는 107°를 유지하여 그 모형이 피라미드형을 형성한다.

 

  ③ CH4의 분자 구조 (정사면체형 : sp3형) : 정상상태의 C는 1s2, 2s2, 2p2의 궤도함수로 되어 있으나 이 탄소가 수소와

          화학결합을 할 때는 약간의 에너지를 얻어 2s궤도의 전자 중 1개가 2p로 이동하여 여기상태가 되며 쌍을 이루지

          않은 부대전자는 1개의 2s와 3개의 2p로 모두 4개가 되어 4개의 H원자와 공유결합을 하게 되어 정사면체의 입체적

          구조를 형성한다. 이와같이 s와 p가 섞인 궤도를 혼성궤도 (hybridization)라 한다.

 

  ④ HF의 분자 구조 (선형 : p형) : 플루오르 원자를 궤도함수로 나타내면 그림과 같이 3개의 p궤도 중 쌍을 이루지 않은

           전자 (부대전자)는 pz 축에 1개가 있으므로 수소 원자로 부터 1s1을 공유하여 완전한 결합 공유 전자쌍을 이룬다.

           이 때, F원자는 Ne와 같은 전자배열을 형성하며, H원자는 He와 같은 전자배열을 형성하여 안정한 상태가 된다.

           따라서, 플루오르와 수소원자는 서로 직선으로 결합된다.

 

#공유결합 #이온결합 #배위결합 #금속결합 #결합각 #피라미드 #분자 #암모늄 #전자구조식 #삼중결합

 
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1. 원자의 구성

 가. 원자의 구조

 ▣ 원자(原子, atom)는 물질을 이루는 가장 작은 단위이다. 물질들이 원소로 구성되어 있기에, 원자는 화확 반응을 통해

      더 쪼갤 수 없는 단위를 말한다. 모든 고체, 액체, 기체, 플라즈마가 전부 원자로 이루어져 있다. 원자는 원자핵과 전자

      로 이루어져 있으며, 원자핵은 중성자와 양성자로 구성된다. 또 핵반응을 통해서는 더 작은 단위로 나뉜다. 원자와 혼동

      하기 쉬운 개념으로 '원소'를 들 수 있는데, 원자가 물질을 구성하는 기본 입자라고 한다면, 원소는 물질을 이루는 성분

      의 종류라고 하겠다. 한편, 여러 원자의 화학적 결합으로 이루어진 분자는 물질의 성질을 가지는 가장 작은 입자이다.

 

  ① 원자는 (+) 전기를 띤 원자핵과 그 주위에 구름처럼 퍼져 있는 (-) 전기를 띤 전자로 되어 있다.

       (원자의 크기는 10-8 ㎝ 정도)

  ② 원자핵은 (+) 전기를 띤 양성자와 전기를 띠지 않는 중성자로 되어 있다.   (크기는 10-12 ㎝ 정도)

 

나. 원자번호와 질량수

  ① 원자번호 : 중성원자가 가지는 양성자 수

     ◈ 원자번호 = 양성자 수 = 전자수

  ② 질량수 : 원자핵의 무게인 양성자와 중성자의 무게를 각각 1로 했을 경우 상대적인 질량 값

    ◈ 질량값 = 양성자 수 + 중성자 수

   ※ 모든 원자들의 양성자수는 같은 것이 하나도 없으므로 양성자수의 수대로 원자번호를 부여한다.

        또한 원자가 전기적으로 중성이므로 양성자 수와 전자 수는 동일하다.

2. 원자 모형과 전자 배치

 가. 원자 모형의 변천

   ① 돌턴의 모형 (1809) : 원자는 단단하고 쪼갤 수 없는 공과 같다.

   ② 톰슨의 모형 (1903) : 양전하를 띤 공 모양에 전자가 고루 박혀 있는 푸딩 모양과 같다.

   ③ 러더퍼드 모형 (1903) : 원자의 중심에는 질량이 크고 양전하를 띤 핵이 있고, 그 주위에 원자핵의 양전하와 균형을

                                             이룰 수 있는 수만큼의 전자가 빠르게 돌고 있다.

   ④ 보어의 모형 (1913) : 전자가 원자핵을 중심으로 일정한 궤도를 돌고 있다.

   ⑤ 현재의 모형 : 전자가 원자핵 주위에 구름처럼 퍼져 있다. (전자 구름 모형)

 

[참고] 돌턴의 원자설

 ① 돌턴의 원자설 내용

   ㉠ 모든 물질을 세분하면 더 이상 쪼갤 수 없는 단위 입자 "원자"로 되어 있다.

   ㉡ 같은 물질의 원자의 크기, 모양, 질량은 모두 같다.

   ㉢ 원소는 만들어기거나 없어지지 않으며 화합물의 원자 (현재의 분자)는 그 성분 원소의 원자에 의해 생긴다.

   ㉣ 화합물은 성분 원소의 원자가 모여서 된 복합 원자로 되어 있다. 그 때 결합비는 간단한 정수비로 되어 있다.

        (배수비례의 법칙)

 ② 돌턴의 원자설 중 보완해야 할 점

   ㉠ 원자는 더 이상 쪼갤 수 없는 작은 단위가 아니다. 원자는 양성장, 중성자, 전자 등으로 쪼갤 수 있으며, 원자력 발전은

        원자가 쪼개지는 핵분열을 이용한 것이다. 또한, 양성자, 중성자, 전자도도 최소 단위는 아니다. (쿼크 입자로 구성)

   ㉡ 동위원자가 발견 됨으로써 같은 물질의 원자라도 질량이 다른 것이 있다는 것이 밝혀졌다.

나. 전자배치

  ▣ 원자핵의 둘레에는 양자수와 같은 수의 전자가 원자핵을 중심으로 몇 개의 층을 이루어 배치되어 있다.

       이 전자층을 전자각이라 한다.

 ① 전자껍질 : 원자핵을 중심으로 에너지 준위가 다른 몇 개의 전자층을 이루는데 이 전자층을 전자껍질이라 하며,

                        주전자 껍질 (K, L, M, N, … 껍질)과 부전자 껍질 (s, p, d, f, 껍질)로 나뉜다.

 

  ㉠ 부전자 껍질 (s, p, d, f)에 수용할 수 있는 전자 수

        s : 2개, p : 6개, d : 10개, f : 14개, 2, 2 + 4 = 6, 6 + 4 = 10, 10 + 4 = 14

  ㉡ 주기율표에서 족의 수 = 전자껍질의 수

 

  ② 최외각전자 (원자가 전자 또는 가전자)

    ㉠ 전자껍질에 전자가 채워졌을 때 제일 바깥 전자껍질에 들어 있는 전자를 최외각 전자라고 하며,

         그 원자의 화학적 성질을 결정한다.

    ㉡ 8개 이상일 때는 안정하다. (K껍질만은 원자 2개 안정) : 주기율표 0족 원소의 전자배열

    ㉢ n번에 들어갈 수 있는 전자의 최대수는 2n2 이다.

[참고] 팔우설 (Octet theory)

  ◈ 모든 원자들은 주기율표 0족에 있는 비활성 기체 (Ne, Ar, Kr, Xe 등)와 같이 최외각 전자 8개를 가져서 안정하려는

       경향 (단, He은 2개의 가전자를 가지고 있으며 안정하다.)

다. 궤도함수 (오비탈)

  ① 오비탈은 하나의 전자가 가장 가능성이 높게 차지하고 있음직한 핵 주위 공간의 부피를 말한다.

       원자의 양자역학적 모형에 의하면, 유체 속의 파동을 수학적으로 계산하는 파동 방정식의 해를 파동함수 또는 오비탈

       (orbital)이라고 한다.

      오비탈의 전자구름은 뚜렷한 경계선을 가지고 있지는 않으나, 실질적인 존재위치, 전자가 대부분 머무르게 되는 공간

      의 한계점을 정할 수 있다.

      오비탈은 s, p, d, f 로 표시하며, 각각 다른 모양을 하는 4 종류가 존재한다.

  ② s 오비탈은 중앙에 핵이 존재하는 구 형태를 띄고 있고, p 오비탈은 아령 모양, d 오비탈은 다섯 개가 존재하는데, 네 개

       는 클로버 모양을 띄고 있고, 나머지 한 개는 늘어난 아령의 가운데 부분을 도넛이 감싸고 있는 모양이다.

 
 

  ③ 한 원자의 오비탈은 순차적으로 점점 큰 크기와 에너지를 가지는 전자 껍질(electron shell)을 지닌다.

       다른 껍질은 다른 수와 종류의 오비탈을 가지며, 하나의 껍질 안에 있는 오비탈은 두 개 의 전자가 채워질 수 있다.

 

  첫 번째 껍질은 1s 로 하나의 s 오비탈만 가지고 있어 두 개의 전자만을 가진다.

  두 번째 껍질은 하나의 2s 오비탈과 세 개의 2p 오비탈을 가지고 있어 총 8개의 전자를 가진다.

  세 번째 껍질은 하나의 3s 오비탈과 세 개의 3p 오비탈, 다섯 개의 3d 오비탈을 가져 총 18개의 전자를 가질 수 있다.

 

   ( 여기서 표시하진 않았으나 네 번째 껍질의 첫 번째 오비탈인 4s 오비탈의 에너지 준위는 3p와 3d 사이에 존재한다.)

 

  주어진 껍질 속에 세 개의 다른 p오비탈은 서로 다른 두 개의 오비탈에 대해 수직으로 공간 배향을 한다.

  p오비탈은 기준 축에 따라 px, py, pz로 나타낸다.

 

  바닥 상태 전자 배치(ground state electronic configuration)는 해당 원자의 전자들에 의해 채워지는 오비탈에 대한

  배열을 말한다.

  이 배열은 세 가지 규칙에 의해 결정된다.

 

1. 1s→ 2s→ 2p→ 3s→ 3p→ 4s→ 3d 순서에 따라 가장 낮은 에너지 오비탈로부터 먼저 채워져야 한다.

 

2. 스핀은 위 (↑)아래(↓)로 표시되는 두 가지 배향을 가질 수 있다. 한 오비탈에는 두 개의 전자만 채울 수 있으며,

    두 개의 전자는 서로 반대 방향을 띄고 있어야한다. (파울리 배타 원리에서 배웠을 것이다.)

 

3. 에너지가 동일한 두 개 또는 그 이상 비어 있는 오비탈이 존재한다면, 모든 오비탈이 반 씩 채워질 때까지는 각 오비탈

    마다 같은 스핀을 가진 한 개씩의 전자만을 채운다. (훈트 법칙)

   (세 오비탈에 세 개의 전자를 채운다고 할때, 한 개의 오비탈을 다 채우고 두 번째 오비탈에 한개를 채우는게 아닌,

     세 개의 오비탈에 위를 향하는 스핀을 한 개씩을 채워 넣는 것이다.)

 

       좌- 1번 우- 2, 3번

 

  EX) 황 (Sulfate) 의 바닥 상태 전자 배치

 

      1s2,  2s2,   2p6,   3s2,   3p4

▣ 현대에는 원자의 전자배치상태를 원자핵 주위의 어느 위치에서 전자가 발견될 수 있는 확률의 분포상태로 나타낸다.

 

  ① 오비탈의 에너지 준위 : 한 전자껍질에서 각 오비탈의 에너지 준위의 크기는 s < P < d < f 순으로 커진다.

                                            즉, 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4P < 5 s … 순으로 전자가 채워진다.

 

예제 1. Cl의 전자배열은 ?

   [풀이] 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5

예제 2. K의 전자배열은 ?

[풀이] 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2

 ② 전자배치의 원리

   ㉠ 쌓음의 원리 : 전자는 낮은 에너지 준위의 오비탈 부터 차례로 채워진다.

   ㉡ 파울리의 배타원리 : 한 오비탈에는 전자가 2개 까지만 배치될 수 있다.

   ㉢ 훈트의 규칙 : 같은 에너지 준위의 오비탈에는 먼저 전자가 각 오비탈에 1개씩 채워진 후, 두번째 전자가 채워진다.

                              홀전자 수가 많을 수록 전자의 상호 반발력이 약화되어 안정된다.

                                                          < P 오비탈에 전자가 채워지는 순서 >

①, ④
②, ⑤
③, ⑥
   ※ 훈트의 규칙에 따라 먼저 각 오비탈에 1개씩 채워져야 한다.

라. 원자가 전자와 원소의 성질

  ▣ 원자들은 최외곽에 전자 8개 (H, He은 2개)를 채워 주어 안정한 모양으로 되기 위하여 서로 전자를 주고 받음으로써

       모든 화합물이 이루어지며, 이 때 최외각의 전자를 원자가 전자 (=가전자)라 하고 원자가 전자에 의해 원소의 성질이

       결정된다.

  ▣ 예를 들면, 11Na은 최외각에 전자가 1개가 있으므로 7개를 받는 것 보다는 1개를 내어 주려는 성질이 있으며, 17Cl는

       최외각에 전자 7개가 있으므로 1개를 받으려 한다. 따라서, Na과 Cl가 만난다면 전자 1개를 주고 받음으로써 소금

        (NaCl)이란 화합물을 만든다. 이 때 전자를 준 Na은 Na+(양이온), 전자를  받은 Cl- (음이온)이 된다.

마. 부전자각

  ① 에너지 준위 (energy level) : 원자핵에 있는 전자각은 K, L, M, … 등으로 층이 커짐에 따라 에너지가 많아지는데,

                  이를 에너지 준위라 한다. 전자각에 있는 전자들은 다시 에너지 준위에 따라 s · p · d · f의 궤도로 나눌 수 있다.

                  이 때 에너지는 s < p < d < f 의 차례로 증가하며, 각 궤도에 들어 갈 수 있는 최대 전자수는 s =2, p=6, d = 10,

                   f = 14 이다.

      전자각 K 각에는 n = 1 로서            s 오비탈만이 존재

                  L 각에는 n = 2                     s · p 오비탈이 존재

                  M 각에는 n = 3                    s · p · d 3개의 오비탈이 존재

       즉, 전자각을 자세히 설명하면

 

<참고> p 궤도를 보면 각 방에 스핀 양자수가 하나씩 다 찬 후에야 반대방향의 스핀 양자수가 쌍을 지어 들어 간다.

            이와 같이 방이 한 개의 전자로 차기 전에는 전자가 쌍을 이루지 않는다는 것을 훈트(Hunt)의 규칙 또는

            최대 다중도의 원칙이라 한다.

 ② 부대 전자 : 질소 원자의 전자배열을 부전자각으로 나타냈을 때

 

      로 되며, 이 때 쌍을 이루지 않은 스핀 양자수를 부대전자라 한다. 따라서 7N의 경우 3개의 부대전자가 있게 된다.

  예) 8O의 경우 1s2, 2s2, 2p4 이므로 부대전자수는 훈트의 규칙에 의해 2개가 된다.

 ③ 가전자 (최외각전자) : 전자는 각 궤도에 2n2개 들어 갈 수 있으나 실제 원자의 제일 바깥쪽의 전자 (최외각 전자)수는

                 주기율표의 족의 수와 일치한다. 그러나 원자는 최외각 전자 8개를 만들어 안정한 상태로 되려고 한다. 이러한

                 설을 팔우설 (Octet rule)이라 한다.

      ※ 최외각 궤도에 존재하는 전자수로써 모든원자의 원자가가 결정되므로 이 최외각 전자를 원자가 전자 또는 가전자라

          한다. 가전자 수가 같으면 화학적 성질이 비슷하다.

<참고> 자기 양자수

 ▣ 각 부껍질의 에너지 준위는 일정하므로, 이 사이의 전자의 이동으로 생기는 스펙트럼은 1개이어야 만 되지만, 원자를

      자기장 (磁氣場)에 걸어 보면, 스펙트럼선은 몇 개로 나뉘어진다. 이와같은 사실은 같은 에너지 준위의 부껍질이라

      하더라도 서로 방향이 다른 것이 있음을 의미한다.

3. 원소의 주기율

가. 주기율

  ① 멘델레예프 (D. I. Mendeleev)의 주기율 : 1869년 러시아의 멘델레예프는 당시에 발견된 63종의 원소를 계통적으로

                                                                         분류하여 다음과 같은 것을 발견하였다.

원소를 원자량의 크기에 따라 배열하면 원소의 성질이 주기적으로 변한다는 법칙을 알았는데 이 성질을 원소의 주기율이라
한다.

  ② 모즐리 (Moseley)의 주기율 : 1913년 영국의 물리학자 모즐리는 원자량의 순서와 원소의 성질이 일치하지 않는 곳이

                  있다는 것을 알고, 각 원소로 부터 나오는 X선의 파장을 측정하여 이 파장이 짧은 것 부터 순서대로 번호를

                  정하였다.

                 이 번호가 원자번호이다.

 나. 이온화 에너지 (출제빈도 높음) ★★★

   ① 이온화 에너지(ionization energy) : 원자나 분자에서 전자를 떼어내는 데 드는 에너지를 말한다.

                   이온화 에너지가 클수록 그 입자는 전자를 잃기가 더 어렵게 된다. 가리움 효과와 유효 핵전하의 변화로 인해

                   주기율표 상에선 이온화 에너지는 오른쪽 위로 갈수록(즉, 주기가 감소하고 족이 증가할수록) 증가하는 경향이

                   있지만 이 경향성은 2족과 13족, 15족과 16족 사이에선 역전되는 경향이 있는데 이는 그 지점에서, 해당 원자

                   의 맨 마지막 전자가 들어간 오비탈이 바뀌기 때문이다.

                   2족은 s오비탈에 2개의 원자가 전자를 갖지만 13족은 s오비탈에 2개, p오비탈에 1개의 전자를 갖는데, 쌓음

                   원리에 의해 안정된 s오비탈의 전자를 떼어내는 것이 p오비탈의 전자를 떼어내는 것보다 더 어렵기 때문이다.

                   또 15족은 각각의 p오비탈 세부구조(px오비탈, py오비탈, pz오비탈)에 1개씩의 전자를 갖지만 16족은 앞에서

                   서술한 세 세부구조 중 하나에 두 개의 전자를 갖게 되는데, 훈트의 규칙에 의해 각각의 오비탈 세부구조는 가

                   능한 한 적은 수의 전자를 가지려 하기 때문에 최외각 오비탈에 전자를 2개 포함한 오비탈을 갖고 있는 16족에

                   서 전자를 떼어내는 것이 모든 최외각 오비탈에 전자가 1개씩만 들어 있는 15족에서 전자를 떼어내는 것보다

                   더 쉽기 때문이다.

   ⊙ 이온화 에너지가 가장 작은 것은 알칼리금속이며 양이온이 되기 쉬우며, 이온화 에너지가 가장 큰 것은 불활성기체

         (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)이며 이온이 되기 어렵다. 같은 족에서는 주기율표에서 위로 올라 갈수록, 같은 주기에서는

         오른쪽으로 갈수록 이온화 에너지는 커진다.

<참고> 기체원자 + 에너지  →    +가의 기체 양이온 + 기체전자

             * 이 때 필요한 에너지가 이온화 에너지이다.

  예)      Na (g) + 에너지 → Na+ (g) + e- (g)

             Mg (g) + 에너지 → Mg+ (g) + e- (g)

             Al (g) + 에너지 → Al+ (g) + e- (g)

             S (g) + 에너지 → S+ (g) + e- (g)

             Cl (g) + 에너지 → Cl+ (g) + e- (g)

             He (g) + 에너지 → He+ (g) + e- (g)

      ※ 금속, 비금속, 불활성기체 모두를 +1가의 양이온으로 한다는 점에 주의할 것

 ② 이온화 에너지와 전자 친화력

   ㉠ 이온화 에너지 : 원자가 전자를 잃으면 양이온, 전자를 얻으면 음이온이 된다. 즉, 원자의 외부로 부터 에너지를 가하면

                                  원자는 에너지 준위가 높은 전자껍질에 있는 있는 전자가 바깥으로 달아나 양이온이 된다.

                                  원자로 부터 최외각의 전자 1개를 떼어 양이온으로 만드는데 필요한 최소의 에너지를 제1 이온화에

                                  너지라 하며 원자 1몰 단위로 표시한다. 또한 전자 1개를 잃은 이온으로 부터 제2의 전자를 떼어 내는

                                  데 필요한 에너지를 제2 이온화 에너지라 한다. 이와 같은 방법으로 제3, 제4, … 이온화 에너지도

                                  정의한다.

 

 ㉡ 전자 친화력 : 비활성 기체는 전자배열이 안정한 상태이다. 그러므로 비활성 기체 보다 전자수가 몇 개 적은 원소는

                           전자를 얻어 비활성기체와 같은 전자배열을 취하려고 한다.

                           원자번호가 17인 염소원자 Cl은 전자 1개를 얻어 비활성기체인 18Ar과 같은 전자배열을 취한다.

                           이 때 에너지가 발생하는데 이 에너지를 전자친화력이라 한다.

                     ex : Cl (g) + e- → Cl - (g)

다. 원자반지름과 이온 반지름

  ① 같은 주기에서는 족에서 족으로 갈수록 원자반지름이 작아져서 강하게 전자를 잡아 당겨 비금속이 증가하며, 같은

       족에서는 원자번호가 커짐에 따라서 원자반지름이 커져서 전자를 잃기 쉬워 금속성이 증가한다.

  ② 이온 반지름도 원자 반지름과 같은 경향을 가지나 양이온은 그 원자로 부터 전자를 잃게 되므로 원자 보다는 작고

       음이온은 전자를 얻으므로 전자는 서로 반발하여 원자가 커진다.

라. 전기 음성도

  원자가 전자를 공유하면서 결합할 때 원자마다 전자를 끌어 당기는 힘이 다르기 때문에 전자쌍은 어느 한쪽으로 치우치게

  된다. 이처럼 분자에서 공유 전자쌍을 끌어 당기는 능력을 상대적 수치로 나타낸 것을 전기음성도라고 한다. 미국의 과학

  자 폴링 (Pauling, L. C. : 1901 ~ 1994)은 전자쌍을 끌어 당기는 힘이 가장 큰 플루오린 (F)의 전기음성도를 4.0 으로 정하

  고 다른 원자들의 전기음성도를 상대적으로 정하였다.

 

같은 주기에서 원자번호가 커질수록 전기음성도가 커진다. 원자번호가 커지면 원자 반지름은 작아지고 유효핵 전하는

커지므로 원자핵과 전자간의 인력이 강하게 작용하여 다른 원자와의 결합에서 공유 전자쌍을 세게 끌어 당기기 때문이다. 한편, 같은 족에서는 원자번호가 커질수록 원자반지름이 증가하여 원자핵과 전자간의 인력이 감소하므로 다른 원자와의 결합에서 공유 전자쌍을 끌어 당기는 힘이 약하다.

#원자 #분자 #주기율 #원자번호 #전자껍질 #돌턴 #최외각전자 #원자가전자 #오비탈 #궤도함수 #이온

#이온화에너지 #부대전자 #전기음성도

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1. 물질의 특성

가. 물질과 물체

 ① 물질(物質, Substance)의 고전적 정의는 물체를 이루는 존재를 말하며 공간을 채우고 질량을 갖는 것을 말한다.

      즉, 부피와 질량을 함께 가져야 한다. 예) 나무, 쇠, 유리 등

 ② 물체(物體, object)는 물질로 이루어진 하나의 사물을 의미한다. 물체는 무게와 형태를 갖는다.  예를 들어 하나의 물체

      로 다루어지는 야구공은 여러 종류의 물질들로 이루어진 사물이다.  예) 책상, 거울, 축구공, 선풍기 등

나. 물질의 성질 (물리적 성질과 화학적 성질)

 ① 물리적 성질 : 물질 자체가 갖고 있는 특유한 상태로서 그 물질을 동일한 외적 조건에 두면 항상 동일한 성질을 나타내

                            며, 시료의 크기나 분할 방법에는 별로 영향을 받지 않는다. 물리적 성질로서의 밀도, 녹는 점, 끓는점,

                            전도율, 열전도율, 점성도, 결정의 쪼개짐면 등은 높은 정밀도로 측정할 수 있다

   ※ 물질의 고유 특성은 변화없이 상태만 변할 때 나타나는 성질.  예 : 밀도, 녹는점, 끓는 점, 어는 점, 색 및 용해도 등

  ㉠ 물질의 상태 변화

 

[참고] 물질의 상태와 성질

 

구 분
고체
액체
기체
성질
규칙적 분자배열
분자간 인력이 작용
분자의 자유로 이동
형태
일정하다
용기에 따라 변한다
일정하지 않다
부피
일정하다
일정하다
일정하지 않다
분자운동
일정한 위치에서
진동운동
위치가 변하며 느린 진동,
회전, 병진운동
고속 진동, 회전, 병진 운동
분자간 인력
강하다
조금 강하다
극히 약하다
에너지 상태
최소 (안정 상태)
보통
최대 (무질서한 상태)

   ⊙ 진동운동 : 입자를 구성하는 단위입자 사이의 거리가 늘었다, 줄었다 하는 운동 (고체의 주요 열운동)

   ⊙ 회전운동 : 입자의 무게 중심을 축으로 회전하는 원운동 (액체의 주요 열운동)

   ⊙ 병진운동 : 입자가 평행이동할 때와 같은 직선운동. 즉, 평행이동을 하는 운동 (기체의 주요 열운동)

 ※ 입자 : (粒子, particle, corpuscule)는 물리적 · 화학적 성질을 가진 작은 물체이다. 원자보다 작은 아원자 입자, 원자

               몇 개 단위로 구성된 미시적 크기의 미립자, 거시적 크기의 밀가루와 같은 입자 등으로 나뉜다.

               물리학에서 입자는 점과 같이 작거나 크기가 없는 역학(mechanics) 운동의 기본 단위를 말한다. 이상적으로는

               크기가 없고 질량, 위치와 속도등의 성질만을 갖는다. 때때로 물질의 기본 단위를 일컬으며 이를 기본입자 또는

               소립자라고 부르기도 한다.

[참고] 다음에서 일어나는 현상들의 상태변화를 구분하라.

   ⓐ 양초의 촛농이 흘러 내리며 굳어 버린다. (응고)

   ⓑ 풀잎에 맺힌 이슬이 한낮이 되면 사라진다. (기화)

   ⓒ 차창가에 물방울이 맺힌다. (액화)

   ⓓ 옷장 속의 좀약의 크기가 조금씩 작아진다. (승화 : 고체 → 기체)

   ⓔ 늦가을 맑은 날 아침, 들판에 서리가 내린다. (승화 : 기체 → 고체)

 

  ㉡ 물의 상태 변화와 삼상태 ★

    ⓐ 물의 현열 : 100 cal/g

    ⓑ 얼음의 융해열 (잠열) : 80 cal/g

    ⓒ 물의 기화열 (잠열) : 539 cal/g

    ⓓ 물의 비열 : 1 cal/g · ℃

    ⓔ 얼음의 비열 : 0.5 cal/g · ℃

    ⓕ 수증기의 비열 : 0.47 ~ 0.5 cal/g·℃

 ※ 현열(顕熱)은 물질을 가열이나 냉각했을 때 상변화없이 온도변화에만 사용되는 열량이다.

     잠열(潛熱)은 숨은열이란 뜻이다. 어떤 물체가 온도의 변화 없이 상태가 변할 때 방출되거나 흡수되는 열을 말하며 증발

                           과 응결에 의해 발생하는 열로써 물이 수면이나 습윤한 흙의 표면으로부터 증발할 때 열에너지가 수증기

                           속으로 들어가는 현상으로 나타난다.

     비열용량(比熱容量, Specific heat capacity) 또는 비열은 단위 질량의 물질 온도를 1도 높이는데 드는 열에너지를 말한

                          다. 비열은 물질의 종류에 따라서 결정되는 상수이며, 밀도, 저항률 등과 같이 물질의 성질을 서술하는 데

                          중요한 물리량이다.1kg의 물의 온도를 1°C만큼 올리는 데 필요한 열량은 1kcal이므로 물의 비열은 1이 된

                          다. 그러나 비열은 단순한 숫자가 아니라 단위를 갖는 양이다. 1kg을 1°C 올리는 데 필요한 칼로리수가

                          비열이므로 비열의 단위는 kcal/kg·°C이다

   * 현열 : Q = mC△t, 잠열 : Q = mγ , 비열 : C = Q/m△t

      여기서, Q : 열량 (cal), C : 비열 (cal/℃), m : 질량 (g), △t : 온도차 (℃), γ : 잠열 (cal/g)

 ② 화학적 성질(化學的性質, chemical property) 또는 화학적 특성(化學的 特性)은 어떤 물질의 화학 반응 도중, 또는 화학

                  반응이 일어난 후에 명백히 드러나는 성질이며, 그 물질 자체가 바뀌지 않는 이상 변하지 않는다. 즉, 화학적

                  성질은 그 물질을 단순히 보거나 만지는 것만으로는 알 수 없고 는 것이다. 물질의 화학적 성질을 알기 위해서는

                   그 화학 구조를 살펴보고, 구조에 화학적 변화를 줘봐야 알 수 있다.

   예 : 화합, 분해, 치환, 복분해, 반응열, 엔탈피 등

           → 수소와 산소가 반응하여 물을 만들 때 반응 전후의 수소와 산소를 만들 수 없다.

다. 물질의 분류

 

  ① 순물질 : 조성과 물리적 · 화학적 성질이 일정한 물질을 말한다.

    ㉠ 단물질 : 한가지 성분으로만 구성된 물질, 더 이상 분해시킬 수 없는 물질

        예 : O2 (산소), Cl2 (염소), He (헬륨), Fe (철) 등

   ㉡ 화합물 : 두가지 이상의 성분으로 구성되어 있으나 성분 원소가 일정한 순물질

        예 : H2O (물), CO2 (탄산가스), C6H12O6 (포도당), C2H5OH (알코올) 등

  ② 혼합물 : 두가지 이상의 순물질이 단순히 섞여 있는 상태를 말한다. 일정한 조성을 갖지 않고 혼합된 순물질 간에 화학

                     반응으로도 결합되지 않은 상태에 있는 물질을 말한다.

      예 : 공기, 음료수, 우유, 시멘트 등

    ㉠ 균일 혼합물 : 혼합물의 조성이 용액 전체에 걸쳐 동일하다.

        예 : 소금물, 설탕물, 사이다

    ㉡ 불균일 혼합물 : 혼합물의 조성이 용액 전체에 걸쳐 동일하지 않다.

        예 : 우유, 찰흙, 화강암, 콘크리트

  ▣ 순물질과 혼합물의 구별법

    ⊙ 끓을 때의 순물질과 혼합물의 차이

 

   예 : 순수한 물 : 0℃에서 얼고 100℃에서 끓는다. (1기압 상태)

   소금물 : 끓는 점은 100℃ 보다 높으며 끓는 동안 소금물은 계속 농축되므로 시간이 흐를수록 끓는 점이 높아진다.

 

라. 물질 성질의 측정

   ③ 압력 : 1atm = 76㎝Hg =760㎜Hg =14.7psi = 14.7lbf/in2 =1.033227 kgf/㎠ 

                           = 101.325 kPa =29.92 inHg = 10.332 mH2O

   ④ 열량 : Q = mc△T

        여기서, Q : 열량 [kcal, cal], m : 질량 [㎏, g], C : 비열 [cal/℃ · g], △T : 온도차 [℃]

2. 원자와 분자

가. 원자의 구조

 ① 원소와 원자

   ㉠ 원소(元素, element)는 화학적 방법으로 더 간단한 순물질로 분리할 수 없는 물질이다.

        원소는 모든 물질을 구성하는 기본적 요소로, 원자핵내의 양성자 수와 원자번호가 같다.

        중성 원자의 양성자의 개수와 전자의 개수는 같다. 현재까지는 118종이 알려져 있다.

   ㉡ 원자(原子, atom)는 일상적인 물질을 이루는 가장 작은 단위이다. 일상적인 물질들이 원소로

        구성되어 있기 때문에, 이는 화학반응을 통해 더 쪼갤 수 없는 단위와 동의어이다.

 

   ▣ 원자 : 중심부에 (+) 전기를 띤 원자핵이 있고, 그 주위를 일정한 궤도로 돌고 있는 (-)전기를 띤 전자가 있다.

   ▣ 원소 : 원자에 붙여진 명칭

 
 

  나. 원자핵 (原子核, atomic nucleus)은 원자 중심의 핵자 ( 양성자와 중성자)와 중간자로 이루어진 작고 밀도가 높은 부분

        을 말한다. 질량이 거의 같은 양성자와 중성자로 이루어지고, 원자핵 중 양성자와 중성자의 합을 그 원자의 질량수 (원

        자량)라 한다.

   ⊙ 원자번호 = 양성자 수 = 전자 수

   ⊙ 질량수 = 양성자 수 + 중성자 수

다. 동위원소

   ▣ 양성자 수는 같으나 중성자수가 다른 원소, 즉, 원자번호는 같으나 질량수가 다른 원소, 또한 동위원소는 양성자 수가

        같아서 화학적 성질은 같으나 물리적 성질이 다른 원소이다.

    ※ 동위원소의 평균 원자량 구하는 법

        ∴ 동위원소 백분율의 합은 100이 된다.

※ 중수 (산화중수소 (D2O), W=20) : 중수소와 산소의 화합물로서 원자로에서 중성자의 속도를 줄이는 감속제로 사용한다.

 

라. 동중원소 : 원자번호는 다르나 원자량이 같은 원소, 즉 화학적 성질이 다른 원소이다.

마. 동소체

   ▣ 같은 원소로 구성되었지만 원자의 배열이 다르거나 같은 화학조성을 가지나 결합양식이 다른 물질

구성원소
종류
연소생성물
산소 (O)
산소 (O2), 오존 (O3)
-
탄소 (C)
다이아몬드 (금강석), 흑연, 숯
이산화탄소 (CO2)
인 (P)
황린(P4, 노랑인), 적린 (P, 붉은 인)
오산화인 (P2O5)
황 (S)
사방황, 단사황, 고무상황
이산화황 (SO2)

    ※ 동소체 확인방법 : 연소생성물이 같은지 여부에 따라 동소체를 구별한다.

바. 분자 분자(分子, molecule)

  ▣ 순물질 (단체, 화합물)의 성질을 띠고 있는 가장 작은 입자로서 1개 또는 그 이상의 원자로 구성되며 원자수에 따라

        다음과 같이 구분한다.

  ① 단원자 분자 : 1개의 원자로 구성 : He (헬륨), Ne(네온), Ar (아르곤) 등 주로 불활성기체

  ② 이원자 분자 : 2개의 원자로 구성 : H2(수소), O2(산소), CO(일산화탄소), F2(불소), Cl(염소), HCl (염화수소) 등

  ③ 삼원자 분자 : 3개의 원자로 구성 : H2O (물), O3 (오존), CO2 (이산화탄소) 등

  ④ 다원자 분자 : 여러개의 원자로 구성 : C6H2O6, C12H23O11

  ⑤ 고분자 : 다수의 원자로 구성 : 녹말, 수지 등

 ▣ 아보가드로(Avogadro)의 분자설

   ① 물질을 세분하게 되면 분자가 된다.

   ② 같은 물질의 분자는 크기, 모양, 질량, 성질이 같다.

   ③ 분자는 다시 깨져 원자로 된다.

   ④ 아보가드로의 법칙 : 같은 온도, 같은 압력, 같은 부피 속에서 모든 기체는 같은 수의 기체 분자 수가 존재한다.

 

사. 이온 (ion)

 ▣ 전하를 띠는 원자 또는 원자단을 말하며, 전기적으로 중성인 원자가 전자를 잃으면 양전하를, 전자를 얻게 되면 음전

      하를 가진 이온이 되며 양이온, 음이온, 라디칼 (radical)이온이 있다.

  ① 양이온 : 원자가 최외각 전자를 잃어서 (+) 전기를 띤 전하가 된 것.

      예) Na 원자            →              Na+,                             e-

       (양성자 11, 전자 11)     (양성자 11, 전자 10),         Ca 원자 → Ca 2+ , 2e-

       (양성자 20, 전자 20)     (양성장 20, 전자 18)

  ② 음이온 : 원자가 전자를 얻어서 (-) 전기를 띤 전하가 된 것

        예) Cl 원자 + e-                    →                Cl - 이온

              (양성자 17, 전자 17)                       (양성자 17, 전자 18)

              O 원자 + 2e-                 →                 O2- 이온

              (양성자 8, 전자 8)                          (양성자 8, 전자 10)

   ③ 라디칼 (radical : 원자단, 기) 이온 : 원자단 (2개 이상의 원자가 결합되어 있는 것)이 전하를 띤 이온(+, -)으로 된 것

       예) NH4+(암모니아기), SO42- (황산이온), ClO3-, NO3- (질산이온), MnO4-, CrO42-, CrO72-, BrO3-

   ④ 이온화 경향 : 금속 원자가 최외각전자 (원자가 전자)를 잃고 양이온이 되려는 성질을 말한다.

      ㉠ 이온화 경향이 큰 금속은 화학적 성질이 강하다.

      ㉡ 이온화 경향이 수소보다 큰 금속은 산화력이 없는 산에 녹아서 수소를 발생시킨다.

      ㉢ 이온화 경향이 작은 금속염의 수용액에 이온화 경향이 큰 금속을 담그면, 이온화 경향이 큰 금속은 이온이 되고 작은

           금속은 석출된다.

 ◈ 금속의 이온화 경향 서열에 따른 찬물, 뜨거운 물, 산과의 반응 범위

K Ca Na
Mg Al Zn Fe
Ni Sn Pb
(H) Cu Hg Ag Pt An
찬물과 반응하여
수소 가스 발생
끓는 물과 반응하여
수소 가스 발생
묽은 산과 반응하여
수소가스 발생
반응하지 않음

   ※  --- 친 금속은 양쪽성 원소

3. 화학식량 (원자량, 분자량, 몰)

가. 원자량 (Atomic weight)

  ▣ 원자량이란 특정 원자의 평균 무게를 통일 원자 질량 단위(unified atomic mass unit; u)에 대한 상대적인 비율로 나타낸

       것을 말한다. 상대값이기 때문에 원자량에는 단위가 없다.

  ① 원자량 : 탄소원자 C의 질량을 12로 정하고 (C의 실제 질량은 1.992 × 10-23 g), 이와 비교한 다른 원자들의 질량비를

                    원자량이라 한다.

    ⊙ 탄소 - 12 원자 1개의 질량 = 12 amu

        따라서 1 mol을 amu 단위와 관련시키면 다음과 같다.

                    1 mol = 6.022137 × 1023 amu (아보가드로 수)

  ex : 칼슘 (Ca)의 원자량을 40.08로 정한 것은 칼슘이 탄소 - 12 에 비해 (40.08/12) = 3.38 배 무겁다는 것이다.

 

 ② g 원자량 : 원자량에 g을 붙여 나타낸 값, 즉, 원자 6.022 × 1023개의 질량을 그 원자의 1g 원자량이라 한다.

     ex : 탄소(C) 1g 원자량는 12 g 이다.

 

 ※ 아보가드로 수 : 아보가드로는 기체 1 mol (22.4ℓ)에는 모든 기체 분자가 6.022137 × 1023 amu (아보가드로 수) 만큼

                               존재한다고 했다. 따라서 모든 기체분자 1 mol에는 같은 수 만큼 기체 분자가 존재하므로 각각의 기체

                               1mol의 질량은 분자량에 g를 붙인 것과 같다. 이를 1g 분자량이라 한다.

 ③ 원자량을 구하는 방법

   ㉠ 듀롱페티 (Dulong-petit)의 법칙 (금속의 원자량 측정) : 고체 물질의 원자량 측정에 사용하는 근사적인 실험값이다.

       ⊙ 원자량 × 비열 ≒ 6.4

   ㉡ 원자가와 당량으로 원자량을 구하는 방법 : 원자가 × 당량 = 원자량

나. 분자량 ( 分子量, Molecular weight, molecular mass)

  ① 분자량 분자량(分子量, molecular weight 또는 molecular mass)은 원자 질량 단위로 나타낸 분자의 질량을 말한다.

       분자 질량(分子質量)이라고도 하며, 탄소-12를 기준으로 한 상대적 질량이므로 상대 분자 질량이라고도 한다.

       : 상대적인 질량을 나타내는 분자량도 원자량 처럼 수치로 표시한다.

  ※ 분자량 : 각 분자를 구성하는 원소의 원자량을 합한 것이 분자량이다.

   ⊙ H2 분자량 = 2 (H의 원자량) = 2 × 1 = 2

   ⊙ H2O 분자량 = 2 (H의 원자량) + (O의 원자량) = 2 × 1+ 16 = 18

   ⊙ NH3 분자량 = (N의 원자량) + 3 (H의 원자량) = 14 + 3 × 1 = 17

  ② g 분자량 (mol) : 분자량에 g 단위를 붙여 질량으로 나타낸 값으로서 6.02 × 1023 개의 분자의 질량을 나타낸 값이며

                                 분자 1 mol 의 질량을 말한다.

    ex : O2 : 1 mol (1g 분자량) = 32 g, 2 mol (2g 분자량) = 64 g

           CO2 : 1 mol (1g 분자량) = 44 g, 2 mol (2g 분자량) = 88 g

 다. 몰 (mole)

   ▣ 물질의 양을 표현하는 단위로 1 몰 (mole)이란 원자, 분자, 이온의 개수가 6.02 × 1023개 (아보가드로수)개 일 때의

        부피를 말한다. 기체의 경우 이 양은 22.4ℓ 이고 이는 기체의 종류에 관계없이 일정하다.

 
 

  ① 1몰의 질량 : 화학식량에 g을 붙인 값으로 원자, 분자, 이온은 6.02 × 1023개의 질량이다.

        ex : 탄소(C) 원자 6.02 × 1023 개의 질량은 12 g 이다.

  ② 물질의 몰수 : 물질의 질량값을 화학식량으로 나눈 값이다.

        몰수 = 물질의 질량 / 화학식량

  ③ 1몰의 부피 : 아보가드로 법칙에 의하여 0℃, 1기압에서 기체 1몰의 부피는 22,4 ℓ 이다.

       기체의 몰수 = 표준상태(0℃, 1atm)에서의 기체의 부피(ℓ) / 22.4 ℓ

  ④ 기체 분자량의 측정 : 0℃, 1atm 에서 1몰(mol)의 기체가 22.4 ℓ 를 차지하므로 0 ℃, 1atm 기체의 부피와 질량을 측정

                                        하여 22.4 ℓ의 질량을 구한다.

       기체의 분자량 = 분자 1 ℓ의 질량 × 22.4 ℓ

 

예제) 공기의 성분이 다음 표와 같을 때 공기의 평균 분자량은 얼마인가 ?

성 분
분자량
부피 함량 (%)
질소
28
78
산소
32
21
아르곤
40
1
합계
?
100

   [문제 풀이]

4. 화학식

가. 실험식 (조성식)

  ▣ 물질의 조성을 각각의 원소의 원자량 분의 질량비율로 간단하게 표현한 식을 말한다.

물질
분자식
조성식
H2O
H2O
벤젠
C6H6
CH
과산화수소
H2O2
HO

  ※ 실험식 구하는 방법

      화학식 Am, Bn, Cp 라고 하면

       즉, 화합물 성분 원소의 질량 또는 백분률을 알면 그 실험식을 알 수 있으며 실험식에 정수배하면 분자식이 된다.

 

나. 분자식

  ▣ 하나의 분자를 구성하는 원소의 종류와 그 원자수를 원소기호와 개수를 표시한 식을 말한다.

        조성식 × n = 분자식 (단, n은 정수)

        분자량 = 실험식량 × n

          ex : 아세틸렌 : (CH) × 2 = C2H2, 물 : H2O, 이산화탄소 : CO2, 황산 : H2SO4

다. 시성식

  ▣ 분자식 속에 원자단 (라디칼)의 결합상태를 나타낸 화학식으로 유기화합물에서 많이 사용되며 분자식은 같으나 전혀

       다른 성질을 갖는 물질을 구분하는데 사용된다.

   ex : 아세트산 : CH3COOH (카르복실기 : 산성을 나타내는 작용기)

          포름산메틸 : HCOOCH3 , 수산화암모늄 : NH4OH

 ◈ 원자단 (라디칼, 기)

   ⊙ 화학변화가 일어날 때 분해되지 않고 한 분자에서 다른 분자로 이동하는 원자의 집단

      ex : 포르밀기(-CHO), 카를복실기 (-COOH), 하이드록실기 (-OH), 에테르기 (-O-), 에스터기 (-COO-), 케톤기 (-CO-) 등

 

라. 구조식

  ▣ 화합물에서 원자를 결합선으로 표시하여 원자가와 같은 수의 결합선으로 분자내의 원자들을 연결하여 결합상태를

        표시한 식을 말한다.

 

5. 화학반응의 기본법칙

가. 질량 보존의 법칙

  ▣ 화학반응에 의해 생성된 물질의 총 질량은 반응전 물질의 총 질량의 합과 같다.

        2 H2     +     O2      →       2 H2O

        2×2g           32g               2 × 18 g

        반응전 전체 질량 : 36g = 반응 후 전체 질량 36 g

나. 일정성분비의 법칙

  ▣ 화합물을 구성하는 성분요소의 질량비는 항상 일정하다.

       2 H2        +        O2           →             2 H2O

        4g                    32g                            36 g

        1            :          8               :                9

  예제 : 수소 2g과 산소 21g을 반응시키면 물 몇 g이 생성되겠는가 ? 또 이 중에서 반응하지 않고 남는 것은 무엇이며

             몇 g인가 ?

     [문제풀이]    2 H2        +        O2          →         2 H2O

                           4g                    32g                       36 g

                           1            :          8             :              9

                          2 g          :         x g           :             y g

            ∴ x = 2g × 8 = 16 g,        y = 2g × 9 g = 18 g

       [답] 물 18g, 남는 것 O2 : 21 - 16 = 5g

다. 배수비례의 법칙

  ▣ 한 원소의 일정량과 다른 원소가 반응하여 두 가지 이상의 화합물을 만들 때 다른 원소의 무게비는 간단한 정수비가

       성립한다.

라. 기체반응의 법칙

  ▣ 같은 온도, 같은 압력에서 기체가 서로 반응할 때 반응 전 기체와 반응 후의 기체의 부피 사이에는 간단한 계수비가

       나타난다.

     2 H2         +           O2         →           2 H2O

     2부피        :         1부피        :             2부피

 

예제 : 일정한 온도와 압력에서 수소 15 ㎖ 와 산소 5 ㎖를 반응시키면 몇 ㎖의 수증기가 발생하겠는가 ? 또 남은 것은 무엇

           이며 몇 ㎖ 인가 ?

   [문제풀이]      2 H2         +          O2         →            2 H2O

                         2부피         :       1부피         :             2부피

                         10 ㎖         :          5 ㎖         :             10 ㎖

          ∴ 수증기 10 ㎖ 발생, 수소 15 - 10 = 5 ㎖ 가 남는다.

마. 아보가드로의 법칙 (출제빈도 높음) ★★★

  ▣ 모든 기체는 같은 온도, 같은 압력, 같은 부피 속에서는 같수 수의 분자가 존재한다.

    ⊙ 표준상태 (0℃, 1 atm)의 기체 1 mol (22.4ℓ)에는 모든 기체 분자가 6.022137 × 1023 amu (아보가드로 수) 만큼

          존재한다.

 

예제 1 : 표준상태에서 질량이 0.8 g 이고 부피가 0.4 ℓ 인 혼합기체의 평균 분자량 (g/mol)은 ?

  [문제풀이] 아보가드로의 법칙에 의하면 모든 기체 1mol의 부피는 표준상태에서 22.4 ℓ이므로 다음과 같은 비례식이

                    성립한다.

 

예제 2 : 64g 의 메탄올이 완전연소되면 몇 g의 물이 생성되는가 ?

   [문제풀이] 먼저 메탄올의 완전연소시 화학반응식을 세워 보자.

                     2CH3OH   +   3O2    →    2CO2    +    4H2O

             1mol 의 CH3OH는 32g 이므로 64g의 메탄올은 2mol이다.

              또한 1mol의 H2O는 18g이다. 이제 계수비를 이용하여 생성물의 질량을 알아보자.

              2 mol의 CH3OH이 반응하면 4mol의 H2O 생성되고 1mol의 H2O 질량이 18g 이므로

              완전연소로 생성되는 물 (H2O)의 질량은 4 × 18 = 72 g 이 된다.

6. 화학반응식과 화학양론

가. 화학반응식

  ① 화학식 : 화합물을 구성하는 원소들을 간단한 원소기호로 나타낸 것으로 구성 원소의 수와 종류를 나타낸 식을 말한다.

       ex : 실험식, 시성식, 분자식, 구조식

  ② 화학반응식 : 화학반응에 관여하는 물질을 화학식으로 표시하여 반응식으로 나타낸 것으로 반응물 (reactants)과 생성

                            물 (products)의 관계를 기호로 나타낸 식이다.

   ※ 화학반응식을 통해 알 수 있는 내용

     ⊙ 반응물 (반응하는 물질), 생성물 (생성되는 물질)

     ⊙ 화학반응을 하는 물질들의 화학양론적 관계

     ⊙ 물질의 상태

  ㉠ 화학반응식에서는 반응물을 화살표 왼쪽에, 생성물을 화살표 오른쪽에 표기한다.

       반응물 + 반응물 → 생성물 + 생성물

  ㉡ 기본식을 세운다. (반응물과 생성물의 분자식을 표기한다)

        프로판 (C3H8)과 산소 (O2)의 반응을 가정하면

        C3H8 + O2 → CO2 + H2O

   ㉢ 양변 각각의 원자수가 같도록 계수를 맞춘다.

        a C3H8 + b O2 → c CO2 + d H2O

       C : 3a = c

       H : 8a = 2d

       O : 2b = 2c + d

       미지수가 4이고, 식이 3개 이므로 임의의 a를 1로 놓고 계산한다.

         ∴ a = 1, b = 5, c = 3, d = 4

   ㉣ 계수를 정수로 맞춘다.

        C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

예제1. C3H8 (g) + 5O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (ㅣ) 반응식에서 2.3 mol 의 C3H8 이 연소할 때,  다음 물음에 답하시오.

  ① 필요한 O2 의 몰수를 구하시오.

       1 mol : 5 mol = 2.3 mol : x x = 2.3 × 5 = 11.5 mol

  ② 생성되는 CO2의 몰수를 구하시오.

       1 mol : 3 mol = 2.3 mol : x x = 2.3 × 3 = 6.9 mol

 

예제 2. 다음 반응식을 이용하여 리튬 6.5 mol로 부터 생성되는 산화리튬의 질량을 구하시오.

        4 Li (s) + O2 (g) → 2 Li2O (s)

       * 리튬(Li) mol 질량 : 6.941 g/mol, Li2O : 13.882+16 = 29.882 g/mol

    [문제풀이] 4 : 2 = 6.5 : x 4x = 6.5 × 2 x = 13/4 = 3.25 mol

                     산화리튬 질량 = 29.882 × 3.25 = 97.1165 ≒ 97.12 g

 

나. 화학방정식을 이용한 계산

   ① 반응물질과 생성물질을 확인한다.

   ② 반응에 관여한 물질의 화학식과 물질의 상태를 쓴다.

   ③ 화학반응식을 완성한다. (계수를 맞춘다)

   ④ 분자량과 mol수를 사용하여 mol을 g으로 환산하고 g을 mol로 환산한다.

예제. 프로판(propane) C3H8을 산소 (O2) 중에서 연소하면 다음 식과 같이 이산화탄소 (CO2)와 물 (H2O)이 생성된다.

          다음 물음에 답하시오.

          C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

  ① 22g의 프로판이 연소하면 몇 mol의 이산화탄소가 생성되는가 ?

       1 mol의 프로판(C3H8)의 질량 : 12 × 3 + 1× 8 = 44g

       1 mol : 3 mol = 0.5 mol : x x = 1.5 mol ∴ 이산화탄소 CO2 1.5 mol

  ② 22g의 프로판이 연소되면 몇 g의 물이 생성되는가 ?

       1 mol : 4 mol = 0.5 mol : x x = 2 mol 물(H2O) 1mol의 질량 : 18 g/mol

       물 2 mol 의 질량 = 2 × 18 = 36 g

다. 화학양론 (한계반응물과 이론적 수득량 및 실제 수득량)

  ① 화학양론 (stoichiometry) : 화합물을 이루는 원소들의 구성비를 수량적 관계로 다루는 이론 (반을물과 생성물 간의

                                                   정량적 관계)

   ㉠ 일정성분비의 법칙 (화합물을 구성하는 각 성분 원소의 질량비는 일정하다)

   ㉡ 배수비례의 법칙 (2종의 원소가 2종 이상의 화합물을 형성할 때 한쪽 원소의 일정량과 결합하는 다른 쪽 원소의 질량

        에는 간단한 정수비가 성립되는 것)

  ② 과잉반응물 (excess reactant) : 한계반응물과 반응하고 남은 반응물, 즉 이론량 보다 많은 양의 반응물이 첨가된

                                                          반응물

  ③ 한계반응물 (limiting reactant) : 반응을 종료한 후 미반응물이 없는 반응물, 즉 전부 다 반응하는 반응물로 이론량

                                                            만큼 첨가된 반응물

  ④ 화학양론을 이용한 계산

    ㉠ 반응물질과 생성물질을 확인한다.

    ㉡ 반응에 관여한 물질의 화학식과 물질의 상태를 쓴다.

    ㉢ 화학반응식을 완성한다. (계수비를 맞춘다)

    ㉣ 한계량에 맞추어 구하려는 생성물의 양을 구한다.

    ㉤ 분자량과 mole 수를 사용하여 mole을 g으로 환산하고 g을 mole 로 환산한다.

 [예제] 16.0 g의 CH4 가 48g의 O2와 반응에 의해 생성하는 CO2의 양(g)은 ?

           CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

    [문제풀이] 16.0 g의 CH4 = 1 mol CH4 , O2 1mol의 질량 = 32g/mol, 2mol = 64 g

                      O2 48g = 1.5 mol, O2 1.5 mol과 반응할 수 있는 CH4 mol 수는 ?

                      1 : 2 = x : 1.5, x = 1.5 / 2 = 0.75 mol

                      CH4 0.75 mol 반응시 CO2 생성 mol 수는 ? 0.75 mol

                      CO2 0.75 mol 의 질량은 44 × 0.75 = 33 g

     ※ 생성되는 CO2의 몰수는 한계반응물인 O2가 결정

          1 mol의 CH4 와 반응하는 O2는 2 mol 이며, 1.5 mol의 O2와 반응하는 CH4는 0.75 mol 이다.

           따라서 한계반응물은 O2, 과잉반응물은 CH4 이다.

 

라. 화학방정식으로 부터 이론공기량 구하기

  ▣ 연소란 열과 빛을 동반한 산화반응이라고 정의되는 것 처럼 연소와 산화라는 단어는 화재화학 영역에서는 어느 정도

       동의어적 의미로 사용되고 있다. 일반적으로 메탄의 연소상태를 설명할 때 공기중의 산소와 결합하여 생성물로서

       이산화탄소와 물이 생성되는 화학방정식은 다음과 같이 나타낼 수 있다.

       CH4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O

       이와같은 화학방정식에서 1몰의 메탄이 2몰의 산소와 반응하여 1몰의 이산화탄소와 2몰의 물이 생성된다는 것을

        알 수 있다. 즉, 이론적으로 요구되는 산소량과 공기량을 구할 수 있는 것이다.

       만약, 16g의 메탄이 연소하는데 필요한 이론적 공기량을 구하고자 한다면 다음과 같다.

       16 g 메탄은 1mol 이므로 16g의 메탄을 연소시키는데 필요한 O2는 2mol이 필요하다.

       공기중에 산소가 21%라고 한다면 2mol의 산소를 얻기 위한 공기량은 2 × 100/21 = 9.52 mol이 된다.

        공기의 1mol의 질량은 28.84 이므로 9.52 mol의 질량은 28.84 × 8.52 = 274.56 g이다.

        이와 같은 방법으로 아보가드로의 법칙에 의해 각각의 생성되는 CO2 및 H2O의 양도 g, ℓ, 분자 수의 개수 등의 단위

        로 얼마든지 환산하여 낼 수 있다.

  ◈ 16g의 메탄이 연소하는데 필요한 이론적 O2의 양(ℓ)은 ?

       CH4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O

       메탄 16g 즉, 1 mol의 메탄을 완전 연소시키는데 필요한 산소는 2 mol 이고 산소 1 mo은 22.4 ℓ 이므로 O2 2 mol은

        44.8 ℓ 이다.

  ◈ 16g의 메탄이 연소하는데 필요한 이론적 O2의 분자개수는 ?

       CH4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O

       메탄 16g 즉, 1 mol의 메탄을 완전 연소시키는데 필요한 산소는 2 mol 이고 산소 1 mol 부피속 에는 산소 분자가

        6.02 × 1023 개 들어 있므로 O2 2 mol 속에는 6.02 × 1023 × 2 = 12.04 × 1023 개의 O2의 분자가 들어 있다.

  ◈ 16g의 메탄이 연소하면 생성되는 CO2의 분자개수는 ?

       CH4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O

       메탄 16g 즉, 1 mol의 메탄을 완전 연소하면 CO2는 1 mol 이 생성되고 CO2 1 mol 부피속 에는 이산화탄소 분자가

       6.02 × 1023 개 들어 있다.

  ◈ 16g의 메탄이 연소하면 생성되는 물(H2O)의 분자개수는 ?

        CH4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O

       메탄 16g 즉, 1 mol의 메탄을 완전 연소하면 H2O는 2 mol 이 생성되고

       H2O 1 mol 부피속 에는 이산화탄소 분자가 6.02 × 1023 개 들어 있다.

       H2O 2 mol 속에는 6.02 × 1023 × 2 = 12.04 × 1023 개의 H2O 분자가 들어 있다.

 [예제] CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O 인 메탄의 연소반응에서 메탄 1 ℓ 에 대해 필요한 공기 요구량은 약 몇 ℓ인가 ? (단, 0℃,

           1atm이고, 공기 중의 산소는 21%로 계산한다.)

           CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

  [문제풀이] 메탄 (CH4) 1몰을 완전연소하는 완전연소하는데 산소(O2) 2 mol이 필요하고 공기중에는 산소(O2)가 21 %

                    존재하므로 메탄 (CH4) 1 mol을 완전연소하는데 요구되는 공기량은 2 mol × 100 / 21 이다.

        ∴ 메탄 (CH4) 1 ℓ를 완전연소하는데 요구되는 공기량은

 

 

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