아낌없이 주는 나무

평형 상수(K) = 평형에서 생성물의 농도 / 평형에서 반응물의 농도

이렇게 평형상수를 나타내자고 약속(정의)했다.

◈ 평형 상수식은 오직 화학양론에만 의존하며 반응 메커니즘과는 무관하다.

◈ 평형상수값은 평형상태에서의 농도를 측정하여 평형상수식에 대입하여 계산한 실험값이다.

    aA + bB ⇌ cC + dD

    Kc = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b

“평형 상수식”은 화학량론에만 의존, 반응 메커니즘과는 무관.

⇨ 균형 맞춘 화학 반응식만 알면, 평형 상수식을 바로 쓸 수 있다.

​

   “평형 상수”는 평형에서의 농도를 “측정”하여

   평형 상수식에 대입하여 계산한 “실험값”이다.

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[예제를 풀어 보자]

[예제 : 평형상수값을 계산하여 보자]

#평형상수 #화학반응식 #화학양론 #평형상태 #평형상수식 #농도 #화학반응

조금씩 추워지는 날씨와 함께 12월이 시작되었습니다. 날이 추워지면 난방을 하게 되죠. 난방과 관련이 있는 연소열이 생각나죠. 연소열은 화학반응에서 나타나는 반응열의 하나죠. 오늘은, 화학 반응과 반응열과

관련이 있는 ‘헤스의 법칙’에 대해 알아 봅시다.

01

헤스의 법칙

스위스에서 태어나 러시아에서 자란 화학자 저메인 헨리 헤스(Germain Henri Hess). 그는 1840년 한 논문을 발표합니다. 훗날 헤스의 법칙(Hess' law)이라고 불리게 되는 이 논문에는 “화합물의 생성과 분해 등의 과정에서 발생하는 반응열은 일정하다”라는 주장이 담겨 있는데요. 쉽게 이야기하자면, A라는 물질에서 B라는 물질로 변화할 때 나오는 반응열은 A에서 C로, C에서 B로 변화할 때 나오는 반응열의 합과 같다는 것입니다. 다른 말로는 “총 열량 보존의 법칙”이라고도 하죠.

​

“고립된 계의 에너지는 일정하다” 라는 열역학 제1법칙에 익숙하신 분들은 헤스의 법칙이 당연한 이야기를 한다고 생각하실 수도 있습니다. 하지만 헤스의 법칙은 열역학 법칙보다 ‘먼저’ 발표되어 당시에는 매우 획기적인 생각이었다고 합니다.

02

모든 화학적 반응에는 ‘이것’이 있다!

헤스의 법칙을 잘 이해하기 위해서는 ‘반응열’에 대해 알아야 하는데요. 반응열이란 화학적 반응과 함께 방출 또는 흡수되는 에너지로 화학 반응의 에너지 크기를 계산하는 데 쓰입니다. 모든 화학적 변화에는 반응열이 뒤따르는 데요. 예를 들어 수소와 산소가 결합해 물이 되는 경우에도 반응열이 존재하고, 물이 얼어 얼음이 되거나 얼음이 녹아 물이 되는 경우에도 반응열이 존재합니다.

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반응열은 총 다섯 가지가 있습니다. 어떤 물질 1몰(mol)*이 완전 연소할 때 발생하는 열량인 ‘연소열’, 화합물 1몰이 생성될 때 흡수하거나 발생하는 ‘생성열’, 반대로 화합물 1몰이 각각의 화학물질로 분해될 때 생기는 ‘분해열’이 있습니다. 그리고 산성/염기성이 중화되어 물 1몰을 생성할 때 나오는 ‘중화열’과 어떤 물질 1몰이 용매에 녹을 때 발생하는 ‘용해열’이 있죠.

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각 반응열은 +KJ*, 혹은 –KJ로 표현됩니다. 예를 들어 탄소(C)와 산소(O) 2개가 만나 이산화탄소가 만들어지는 과정의 경우 생성열이 발생하는데요. 열이 주변으로 발산되기 때문에 C+O2=CO2+393.5KJ 으로 표현하게 됩니다. 반대로 질소(N)와 수소(H)가 만나 암모니아가 생성되는 과정에서는 주변의 열을 흡수하기 때문에 N2+3H2=2NH3-92.2KJ 라고 표현하죠.

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*몰(mol): 분자를 뜻하는 몰큘(molecule)에서 나온 말로 원자, 분자, 이온 등 작은 입자를 계산할 때 사용하는 물질 단위.

*KJ(킬로줄): 화학 반응 중 일어나는 반응열을 계산하는 단위로 kJ/mol(몰)의 약자이다.

03

헤스의 법칙으로 반응열 계산하기

헤스의 법칙은 일종의 수학 영역이라고 할 수 있습니다. 반응물과 생성물이 같다면, 과정이 어떻든 최종 반응열은 같다는 원리를 이용해 계산을 하기 때문이죠. 반응열의 합과 차를 이용해 생성물과 반응물의 엔탈피 차이를 계산하는 것은 방정식과 같습니다. 다만 X와 Y 대신 화학물질을 사용하는 차이가 있죠. 헤스의 법칙은 복잡한 계산이 많지만 원리만 알면 풀 수 있는 것이 많습니다. 예시와 함께 자세히 알아볼까요?

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암모니아(NH3)와 메탄(CH4)을 이용해 시안화수소(HCN)를 생성한다고 할 때 반응열은 얼마일까요? 우리에게 주어진 식은 아래와 같습니다.

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① N2+ 3H2→ 2NH3 -92.2 kJ ⋯ 암모니아

② C(고체) + 2H2 → CH4 -74.7 kJ ⋯ 메탄

③ 2C(고체) + H2+ N2→ 2HCN+270.3 kJ ⋯ 시안화수소

​

먼저 메탄과 암모니아의 생성 과정과 반응열을 알아야 합니다.

①번식을 변형하면 2NH3 = N2+3H2+92.2 kJ 가 되고 ②번식을 변형하면 CH4 = C(고체)+2H2+74.7 kJ이 됩니다. 계산을 쉽게 하기 위해 ②번식에 2를 곱해주면2CH4 = 2C(고체)+4H2+149.4kJ로 표현할 수 있죠. 그 다음 메탄과 암모니아의 반응식을 더하면 2NH3+2CH4 = N2+7H2+2C(고체)+241.6KJ 이 됩니다.

​

앞서 말씀드린 것처럼 반응물=생성물±반응열이므로 ③번식 등호의 앞을 메탄과 암모니아가 든 식으로 치환하려면 메탄과 암모니아를 더한 반응식에서 “2C(고체)+H2+N2”을 남겨야 합니다. 반응식에서 6H2와 반응열을 이항하면

2NH3+2CH4= N2+7H2+2C(고체)+241.6KJ

-6H2 -241.6KJ+2NH3+2CH4= N2+H2+2C(고체)

고로 2C(고체)+H2+N2 = 2NH3+2CH4-6H2-241.6KJ와 같은 식으로 정리가 됩니다. 해당 식을 ③번식에 대입하면 2NH3+2CH4-6H2-241.6KJ = 2HCN+270.3KJ로 정리할 수 있고 계산하면 2NH3+2CH4 = 2HCN+6H2+511.9KJ이 됩니다.

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즉 NH3+CH4= HCN+3H2+255.95KJ로 기화하는 수소(H2)를 제외하면 메탄과 암모니아가 결합해 시안화수소를 형성할 때 255.95KJ의 반응열이 나온다는 것을 알 수 있습니다.

04

헤스의 법칙은 어디에 쓰일까?

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복잡한 식 때문에 머리가 아프신가요? 화학도 어려운데, 수학처럼 계산을 해야해서 더 헷갈리실 수도 있습니다. 하지만 화학 반응을 통해 유의미한 결과를 얻기 위해서는 헤스의 법칙을 필수로 알고 있어야 합니다. 헤스의 법칙은 화학 반응에 대한 반응열을 안전하게, 그리고 빠르게 계산할 수 있게 돕는 역할을 합니다.

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먼저 화학 반응을 보다 안전하게 할 때 쓰입니다. 예를 들어 산화질소(NO)와 같은 불안정한 중간체의 반응열을 계산할 때 쓰입니다. 폭발이나 유해성이 있는 과정을 다른 화학 반응으로 우회해 반응열을 관찰할 수도 있습니다.

​

또한 헤스의 법칙은 주로 매우 느린 반응에서 나오는 반응열을 계산할 때 쓰입니다. 예를 들어 A에서 C로 변화하는 과정이 100년이 걸린다면 A에서 C로 변화하는 과정의 반응열도 100년에 걸쳐 계산해야 할 것입니다. 반면 이 과정을 A에서 B로, B에서 C로 변화하는 각각의 과정으로 나눈다면 어떨까요? 두 과정을 동시에 진행하면서 반응열을 계산하는 시간도 단축되겠죠. 중간에 어떤 단계를 거치든 각 반응열의 합은 최종 목적지인 C에서 나타나는 반응열과 같으니까요.

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#화학식 #반응열 #생성열 #엔탈피 #반응식 #에너지

1. 화학반응과 열출입

물질마다 가지고 있는 에너지가 다르기 때문에 화학반응이 일어날 때 열을 방출하거나 흡수한다.

발열반응에서는 반응이 일어나는 동안 주위의 온도가 높아지고 열은 반응이 일어날 때

물질에서 주위로 이동한다.

흡열반응에서는 반응이 일어나는 동안 주위의 온도가 낮아지고 열은 주위에서 화합물질로 이동한다.

ex1. 묽은 염산과 아연의 반응​

  ① 주위온도가 높아진다.

  ② 화학반응이 일어날 때 열을 방출한다.

ex2. 수산화바륨과 염화암모늄의 반응​

  ① 주위온도가 낮아진다.

  ② 화학반응이 일어날 때 열을 흡수한다.

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2. 발열반응

 ▣ 발열반응의 특징은 다음과 같다.

   ① 화학반응이 일어날 때 열을 주위로 '방출'하는 반응이다.

   ② 물질의 에너지 총합은 반응물이 생성물 보다 크다.

   ③ 반응물의 에너지 합 > 생성물의 에너지 합

   ④ 열을 주위로 방출하여 주위의 온도가 높아진다.

 ▣ 물질이 가지고 있는 에너지는 분자운동에 의한 에너지, 분자를 이루는 원자 사이의 결합에 의한 위치에너지 등 다양한

       형태가 있다.

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【생활속 발열반응】

  ① 철가루와 산소가 반응하여 손난로가 뜨거워진다.

  ② 가스가 연소하여 국이 끓는다.

  ③ 운동할 때 체내의 지방이 연소하여 열이 나므로 땀이 난다.

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3. 흡열반응

  ① 화학반응을 할 때 주위로 부터 열을 흡수하는 반응이다.

      열에너지 뿐만아니라 빛에너지나 전기에너지를 흡수하는 반응도 흡열반응으로 분류한다.

       따라서 빛에너지를 흡수하는 광합성이나 전기에너지를 흡수하는 물의 전기분해도 흡열반응의 일종이다.

  ② 물질의 에너지 총합은 반응물이 생성물 보다 작다.

  ③ 반응물의 에너지합 < 생성물의 에너지 합

  ④ 열을 주위로 부터 흡수하여 주위의 온도가 낮아진다.

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【 생활속 흡열반응 】

  ① 물이 증발하여 시원해진다.

  ② 얼음이 녹으면서 음료수가 시원해진다.

  ③ 냉각 팩 속 질산 암모늄이 물에 녹으면서 차가워진다.

​

[물질의 상태변화와 열의 출입]

 ▣ 화학반응 뿐만 아니라 상태변화와 같은 물리변화에서도 열의 출입이 따른다.

      대체로 같은 물질이더라도 상태에 따라 물질이 가진 에너지가 다르다.

      기체, 액체, 고체 순으로 에너지 함량이 크다.

      따라서 액체가 기체로 되는 기화가 일어날 때는 열을 흡수하고

      기체가 액체로 되는 액화가 일어날 때는 열을 방출한다.

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#흡열반응 #발열반응 #화학반응 #엔탈피

화학의 기본이 되는 핵심 개념 중 하나인 산화수에 대해 알아 봅시다.

산화수는 화합물 내에서 원소의 산화 또는 환원 상태를 나타내는 중요한 지표로서,

화학 반응을 이해하는 데 필수적인 개념입니다.

산소가 화학반응하는 하는 것 뿐만 아니라 일상적인 화학 반응에서도 산화수가 어떻게 작용하는지

그 중요성과 변화 과정을 함께 살펴 봅시다.

쉽고 명확한 설명을 통해 산화수가 무엇인지,

이를 통해 화학 반응을 어떻게 분석할 수 있는지 알아보겠습니다.

​

산화수의 개념과 중요성

산화수는 화합물이나 이온에서, 원자가 가지고 있는 전자의 상태를 설명해 주는 숫자입니다.

간단히 말해서, 이 숫자는 해당 원소가 전자를 얼마나 많이 잃었거나 얻었는지를 나타냅니다.

더 나아가, 이 산화수를 통해 화합물 내에서의 원자 간 전하 분포를 이해할 수 있으며,

화학반응이 산화인지 환원인지를 판단하는 기준이 됩니다.

따라서 적절한 산화수를 파악하고 이해하는 것은 화학 반응을 예측하고 설명하는 데 매우 중요합니다.

​

산화수 결정 방식 및 의미

산화수를 결정하는 방식은 몇 가지 기본 규칙에 따릅니다.

예를 들어 순수한 원소의 산화수는 언제나 "0"이 되고,

이온화된 원소의 산화수는 이온의 전하와 같습니다.

또한, 복합 이온이나 화합물에서는 전체 산화수의 합이 "0"이 되거나 이온의 전하와 같아야 합니다.

이러한 규칙을 적용하여 각 원소의 산화수를 결정함으로써, 화합물의 화학적 특성을 파악할 수 있습니다.

​

위에서 말한 내용을 다시 정리하면

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▣ 산화수는 화학 반응에서 물질이 가지는 전하의 상대적인 양을 나타내는 값입니다.

​

▣ 이온 결합 : 양이온과 음이온이 결합하여 이루어지는 결합으로,

     양이온의 산화수는 + 전하량과 같고, 음이온의 산화수는 - 전하량과 같습니다.

​

▣ 공유 결합 : 원자들이 전자쌍을 공유하여 이루어지는 결합으로,

     공유 전자쌍을 이루는 전자들은 두 원자가 공유하므로 어느 한 쪽의 산화수라고 말할 수 없습니다.

     하지만, 공유 결합을 이루는 원자들 중에서도 전기음성도가 큰 원자가 전자를 더 많이 끌어당기므로,

     전기음성도가 큰 원자의 산화수는 상대적으로 크다고 할 수 있습니다.

​

▣ 산화수가 변하는 반응을 산화 - 환원 반응이라고 합니다.

​  ⊙ 산화 반응 : 물질이 산화수가 증가하는 반응입니다.

  ⊙ 환원 반응 : 물질이 산화수가 감소하는 반응입니다.

​

▣ 산화 - 환원 반응은 화학 반응에서 중요한 역할을 하며, 우리 주변에서 일어나는 다양한 화학 반응에서 발생합니다.

      또한, 산화-환원 반응은 화학 전지, 금속의 제련, 화학 물질의 합성 등 다양한 분야에서 활용됩니다.

​

【산화수 규칙】

​

산화수 계산 규칙은 다음과 같습니다.

 ​ ① 홑원소 물질의 산화수는 0입니다.

       예를 들어, 탄소(C)는 홑원소 물질로, 산화수가 0입니다.

​

  ② 1원자 이온의 산화수는 전하와 동일합니다.

       예를 들어, 수소 이온(H+)은 1원자 이온으로, 전하가 +1이므로 산화수가 +1입니다.

​

  ③ 화합물의 모든 원자의 산화수 총합은 0입니다.

       예를 들어, 물(H2O)에서 수소(H)의 산화수는 +1이고, 산소(O)의 산화수는 -2이므로,

        두 원자의 산화수 총합은 0입니다.

​

  ④ F의 산화수는 항상 -1입니다.

       이는 플루오린(F)의 전기음성도가 크기 때문입니다.

​

  ⑤ H의 산화수는 +1입니다.

       다만, 금속과 결합할 때는 -1이 됩니다. 예를 들어, NaH에서 수소의 산화수는 -1입니다.

​

  ⑥ 다원자 이온의 산화수는 이온의 전하와 같습니다.

       예를 들어, 황산 이온(SO42-)에서 황(S)의 산화수는 -2이고, 산소(O)의 산화수는 -2이므로, 이온의 전하와 같습니다.

​

【화합물의 산화수】

​

산화수 규칙을 이용하여 산화수를 계산할 수 있습니다.

​

예를 들어, 다음과 같은 화학 반응식에서 산화수를 계산해 봅시다.

​

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3

NaCl에서 나트륨(Na)의 산화수는 +1이고, 염소(Cl)의 산화수는 -1입니다.

AgNO3에서 은(Ag)의 산화수는 +1이고, 질소(N)의 산화수는 +5이며, 산소(O)의 산화수는 -2입니다.

​

AgCl에서 은(Ag)의 산화수는 +1이고, 염소(Cl)의 산화수는 -1입니다.

NaNO3에서 나트륨(Na)의 산화수는 +1이고, 질소(N)의 산화수는 +5이며, 산소(O)의 산화수는 -2입니다.

​

위의 반응에서 나트륨은 산화수가 +1에서 0으로 감소했으므로 환원되었고, 은은 산화수가 0에서 +1로 증가했으므로 산화되었습니다.

​

【 산화수의 계산 】

​

① H2O

  가장 보편적인 용매인 물의 산화수에 대해 알아 봅시다.

  홑원소의 산화수는 이온의 전하와 동일하므로 O의 산화수는 -2 가 됩니다.

  이 때 H의 산화수는 +1이 되어야 화합물의 총합이 "0"이 됩니다.

  (산화수 -2인 O 1개, 산화수가 +1인 H 2개를 더하면 0)

​

② Fe2O3

  O의 산화수는 -2가 됩니다. 이 때, Fe의 산화수는 +3이 되어야 총합이 "0"이 됩니다.

  (산화수가 -2인 O 3개, 산화수가 +3인 Fe 2개를 더하면 0)

​

③ ClF5

  F의 산화수는 -1 입니다. 그러므로 Cl의 산화수는 +5가 됩니다.

​

④ KMnO4

  K, Mn, O4 이 세 원소로 나누어 생각하면 됩니다.

  O의 산화수는 -2이고, K의 산화수는 +1입니다. 그러므로 남은 Mn의 산화수는 +7이 됩니다.

​

⑤ NH4+

  H의 산화수는 +1입니다. 하지만 암모니아기 NH4+는 +1 이온이기에 원자의 산화수 총합이 +1 이어야 합니다.

  그러므로 N의 산화수는 -3 입니다.

​

⑥ NO3-

  O의 산화수는 -2입니다. 산화수 총합이 -1 이어야 하므로 N의 산화수는 +5 입니다.

​

【산화 · 환원 반응식에서 산화수 활용】

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이제 화학반응식에서 어떤 물질이 산화반응을 일으켰고, 어떤 물질이 환원반응을 일으켰는지 알아봅시다.

산화수가 증가하면 산화반응이 일어난 것이고 산화수가 감소하면 환원반응이 일어 난 것입니다.

​

다음 몇가지 산화 · 환원반응식을 살펴 봅시다.

Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO

반응전 : 홑원소 C의 산화수는 "0"입니다. O의 산화수는 -2 이므로 Fe는 +3의 산화수를 갖게 됩니다.

반응후 : Fe의 산화수는 "0"입니다. O의 산화수는 -2이고 C의 산화수는 +2가 됩니다.

∴ Fe는 산화수가 감소하였고, C는 산화수가 증가하였으므로 Fe2O3는 환원반응을 하였고, C는 환원반응을 한 것입니다.

​

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

반응전 : Zn의 산화수는 "0"입니다. O의 산화수는 -2이고, Cu의 산화수는 +2 이므로 S의 산화수는 -6이 됩니다.

반응후 : Zn의 산화수가 +2로 증가하였고, O의 산화수는 그대로 -2이므로 S의 산화수는 -6 입니다.

Cu의 산화수는 "0"이 되었습니다.

∴ Zn은 산화수가 증가하였고, Cu는 산화수가 감소하였으므로 Zn은 산화반응을 하였고 CuSO4은 환원반응을 한 것입니다.

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CO + H2O → CO2 + H2

반응전 : O의 산화수는 H2O와 CO에서 모두 -2 입니다.

따라서 C의 산화수는 +2이고, H의 산화수는 +1입니다.

반응후 : C의 산화수가 +4로 증가하였고 H의 산화수는 "0"으로 감소하였습니다.

∴ C는 산화수가 증가하였고, H는 산화수가 감소했으므로 CO는 산화반응을 하였고, H2O는 환원반응을 하였습니다.

​

#산화수 #산화반응 #환원반응 #산화환원반응 #홑원소 #화합물 #화학반응 #이온결합 #공유결합

    위의 내용은 원자의 질량비를 나타낸 것이다.

    그런데 원자량은 그 원자의 구성비를 나타 내므로

    탄소의 원자량은 다음과 같이 구할 수 있다.

  ▣ 모든 원자의 질량은 탄소를 기준으로 하고 탄소중에서 원자번호 12를 기준으로 한다.

​

다. 중요한 원소들의 원자량

2. 몰 (mole)

가. 새로운 단위의 필요성

  ▣ 원자는 눈에 보이지도 않을 정도로 작아서 원자 종류에 따른 질량을 다루기가

      힘들어 별도의 단위 설정이 필요하다.

  ▣ 화학에서 가장 많이 사용하는 단위가 몰(mole)이다.

      원자의 질량 단위 몰(mole)은 화학자 아보가드로가 설정했다.

​

나. 몰(mole)의 정의

  ※ 보통 우리가 살고 있는 상온(25[℃]), 1기압에서 원자 1[mol]이면 부피가

      어느 정도 되냐면 기체 분자로 보았을 때 농구공 3개 크기 정도로 보면 된다.

  ※ 왜 1[mol]의 숫자 6.02 × 1023 숫자는 어떻게 나왔을까 ?

​

다. 몰(mole)의 의미

  ※ 신기하게도 탄소원자 12 [g]을 측정하면 탄소원자 6.022 × 1023 개가 나온다.

      따라서 원자를 그램[g] 단위로 측정할 수 있게 되었다.

      즉, 화학에서 원자를 [g] 수를 알면 그 속에 들어 있는 원자 개수를 알게 되었다.

​

3. 몰 질량 (molar mass)

  예제1) 57.8 [g] 황의 몰수를 계산하시오. (황의 몰질량 32.07[g/mol])

            ⊙ 57.8 [g] ÷ 32.07 [g/mol] = 1.08 [moles]

  예제2) 16.2 [g] 질량의 알루미늄 캔 속에 들어 있는 알루미늄 원자 개수를 구하시오.

    (알루미늄의 몰질량 26.98 [g/mol])

    16.2 [g] ÷ 26.98 [g/mol] × 6.02 × 1023 [개]

   [몰질량은 분자량에도 해당된다]

  ▣ Nacl 의 경우에는 Na+ 하나에 Cl- 하나가 연속하여 결합을 하는데 이런 경우 각각의

       알갱이를 구분할 수가 없다. 이런 화합물을 이온 결합 물질이라고 한다.

예제 4) 1.7 [mol] CaCO3 속에 있는 O의 몰수를 결정하시오.

        1.7 × 3 = 5.1 [mol, O]

4. 화학반응의 양적관계 (화학양론, Stoichiometry)

가. 화학 반응이란 ?

   ▣ 화학반응이란 물질이 다른 물질과의 상호 작용을 반응이라 하는데 이 반응을 통해

      화학적 성질이 다른 새로운 물질이 만들어 진다.

   ▣ 이 화학반응 전과 후에 존재하는 원자의 종류의 변화는 없다. 원자들이 재배열하여

       새로운 물질이 되지만 원자가 생성하거나 파괴되지 않는다.

    ※ 원자가 생성되거나 파괴되는 반응은 화학반응이라 부르지 않고 핵반응이라 부른다.

   ▣ 물질의 반응물과 생성물의 관계

나. 화학반응의 표기

   ▣ 위 반응식은 염산에서 나오는 기체 염화수소가 만나서 염화 암모늄이 되는 반응식이다.

   ▣ 화학에서 화살표는 반응이 진행된다는 것을 의미한다.

   ▣ 항상 반응물은 왼쪽에 , 생성물은 오른쪽에 쓴다.

   ▣ 반응물과 생성물은 화학식으로 표기를 하고 기체, 액체, 고체 등 상태를 함께 표시한다.

   ▣ 반응식 화살표 위의 △는 가열을 하여 반응하도록 하는 것을 의미한다.

​

다. 화학양론

  [풀이]

  [응용] 만약 N2 3[mol]과 과량의 H2가 있다면 NH3 분자 몇 [mol]이 생성될까 ?

  <풀이> N2 가 3몰이 있는데 암모니아 분자에는 원자 N으로 존재하므로

              N은 2 × 3 = 6 몰 만큼 반응하게 된다. (H2는 무한대 있으므로)

              따라서 NH3는 6몰이 생긴다.

​

5. 화학반응식 완결

   ▣ 휴대용 가스레인지에 사용되는 부테인(부탄)가스의 연소 반응을 완결하시오.

   ▣ 메테인(CH4)의 연소반응은 다음과 같다.

   [풀이]

   [예제] 뷰티르산(C4H8O2)은 유지방에서 발견되는 화합물중 하나이다. 1869년에 썩은

           냄새가 나는 버터에서 처음 분리되었으며 잠재적인 항암제로 최근 많은 관심을 받았다.

           뷰티르산이 체내에서 대사될 때의 균형 잡힌 반응식을 쓰시오.

           (대사 반응은 연소와 전체 과정이 동일하며, 산소와 반응하여 이산화탄소와 물이 생성

             되는 반응이다)

                     C4 H8 O2 + O2 ⇒ CO2 + H2O

                                            4 C 1

                                            8 H 2

                                            4 O 3

                     C4 H8 O2 (g) + 5 O2 (g) ⇒ 4 CO2 (g) + 4 H2O (g)

                                                         4 C 4

                                                         8 H 8

                                                       12 O 12

6. 한계반응물

   [풀이]

다. 에너지의 종류

 1) 운동에너지 (Kinetic Energy)

   ▣ 운동 (Motion)에 의해 생기는 에너지

   ▣ 온도에 의존하는 열에너지도 이에 속함

   ▣ 에너지 산정식

   ⊙ 계는 반응물과 생성물의 혼합물 (수소, 산소 및 물분자)

   ⊙ 계가 방출한 에너지는 소멸될 수 없으므로 주위에서 흡수

   ⊙ 열에너지가 계에서 주위로 이동하므로 발열 (exothermic) 반응

   ⊙ 열에너지가 주위에서 계로 공급되기 때문에 흡열 (endothermic) 반응

나. 계의 종류

   ▣ 열린 계 : 계와 주위 사이 에너지와 물질 모두 교환 가능

   ▣ 닫힌 계 : 계와 주위 사이 에너지의 교환은 가능하나 물질은 불가능

   ▣ 고립 계 : 계와 주위 사이 에너지와 물질 교환이 모두 불가능

                       (플라스크는 절연된 진공 커버로 둘러 싸임

   ex : 황 1 [mol]과 산소 1 [mol] 이 반응하여 이산화황 1[mol] 이 생기는 반응은 ?

   위 그림에서 쇼듐아자이트라는 물질인데 에어백에 넣는 성분이다.

   살짝만 충격을 가해도 부풀어 오르는 성질의 화학물질이다.

   만약에 이 물질을 반응시키는데 뚜껑을 완전히 닫고 했다면 이 물질은 고쳐였는데

   기체로 변한다. 그러면서 압력이 크게 증가한다.

 ※ 움직이는 피스톤의 경우 외부 압력과 내부 압력이 같은 상태에서 운동이 정지된다.

​

가. 일 (Work)

   ▣ 물체를 이동시키는 힘(F)과 물체의 이동거리(d)의 곱

나. 팽창한 일 (압력 - 부피의 일 또는 PV일)

    위 그림의 일과 압력의 관계를 식으로 나타내면 다음과 같다.

이 계에서 나타내는 압력은 힘을 면적으로 나눈 것이다. 따라서 밀어 올리는 힘을 구하려면

힘은 내부 압력에 면적을 곱하면 된다. 이때 밀어 올리는 힘 즉 내부압력은 외부 압려압력

과 같게 된다. 따라서 피스톤을 미는 힘은 마이너스 외부 압력 곱하기 면적이 되고 일은 힘

대신에 압력 곱하기 단면적을 쓰게 되면 마이너스 외부압력 곱하기 단면적 곱하기 거리가

된다. 그리고 그 밑에 있는 단면적과 이동거리를 곱하는 것은 알고 있는 부피의 변화를 의

미하고 따라서 계가 하는 일은 마이너스 압력 곱하기 부피변화가 된다.

이 때 단위가 중요하다. 1[J]은 1[kpa] 곱하기 1 [ℓ]이다.

여기서 우리는 1 [atm]이 101.3 [kpa]을 전제로 한다.

그러므로 일량은 1[atm] × 1[ℓ] = 101. 3 [J]임을 알 수 있다.

가. 내부 에너지 변화 vs 엔탈피 변화

나. 열량 측정법

  ▣ 물질의 온도가 변화하였을 때 이동한 열에너지의 양은 다음 세 변수를 곱한 값이다.

    【열 에너지 측정 공식】

      ⊙ 열 = 질량 × 비열용량 (비열) × 온도변화

      ⊙ q = m × C × △T

        ※ q : 열의 양 (J), m : 물질의 양 (g), C : 비열용량 (J/g. ℃), △T : 온도변화 [℃]

          ex : 차 한잔을 만들기 위해 235[g] 의 물을 25[℃]에서 100[℃]까지 가열할 때 필요한 열량을 구하시오.

                  q = m × C × △T = 235 × 4.184 × 75 =7.4 × 104 [J]

          ex : 일정한 양의 열을 이용하여 금속판을 가능한 한 높은 온도로 가열하고자 한다. 표에

                 있는 금속 중에서 어느 금속의 온도가 가장 높이 올라갈지 고르시오.

   ※ 물의 비열을 알고 있으므로 금속의 비열을 다음과 같이 구할 수 있다.

   ② 열 화학 반응식의 각 변에 n을 곱하면, △H도 n배 만큼 변해야 한다.

     ※ 흡열과정이었던 것이 역과정에서는 발열과정이 되고 발열과정은 흡열과정이 된다.

​

다. 헤스 (Hess)의 법칙

 ▣ 헤스(Hess)의 법칙

  ⊙ 엔탈피는 상태함수이므로 반응물이 생성물로 변하는 반응의 엔탈피 변화는 과정의

      단계수와 상관없이 초기상태와 최종 상태만 일정하면 동일하다.

  ▣ 메테인이 연소하여 CO2(g)와 H2O(g)가 생성되는 반응

       ⇒ 이 반응은 다음과 같이 2단계에 걸쳐 일어난다.

   ex : 다음 열화학 반응식을 이용하여 엔탈피 변화를 구하시오.

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