일반화학 ( 최종호교수님 ) 지정 좌석 배치도 (101 명 / 115 석 ) 교단 DOORDOOR 황승태황승태 김지수김지수 이성종이성종 김보람김보람 신유림신유림 한성화한성화 박세인박세인 박성현박성현 유연경유연경 조용현조용현 정재형정재형 이창혁이창혁 김민겸김민겸 권나솔권나솔 이세호이세호 지나윤지나윤 권성은권성은 정은지정은지 김민지김민지 고두연고두연 김영찬김영찬 권동현권동현 최은주최은주 조태현조태현 박준범박준범 한얼한얼 서성원서성원 정하빈정하빈 김민주김민주 전미현전미현 최승희최승희 정유현정유현 고명은고명은 오누리오누리 이상민이상민 황선우황선우 김영언김영언 박유나박유나 안예림안예림 박범찬박범찬 김동휘김동휘 강지훈강지훈 송단비송단비 김정윤김정윤 민지영민지영 손준호손준호 정하일정하일 소장령소장령 최지웅최지웅 김동현김동현 박준규박준규 최원용최원용 전주현전주현 조은정조은정 김종백김종백 김수리김수리 동성희동성희 박성연박성연 김효신김효신 이동준이동준 김준엽김준엽 김희연김희연 김성규김성규 김범규김범규 임혜진임혜진 김지원김지원 이후경이후경 김지언김지언 김세희김세희 김동수김동수 홍은정홍은정 이정운이정운 전은진전은진 이예솔이예솔 박건수박건수 이준배이준배 이경진이경진 윤혜성윤혜성 황다솔황다솔 박관영박관영 이수민이수민 엄용석엄용석 박상철박상철 정차성정차성 김지은김지은 이재희이재희 표지영표지영 박진희박진희 강민경강민경 안덕현안덕현 서홍안서홍안 이웅희이웅희 권세현권세현 김예슬김예슬 박광남박광남 김동찬김동찬 전민호전민호 김혜린김혜린 정희원정희원 장은미장은미 송혜지송혜지

일반화학 및 연습 I 담당 교수 : 최 종호 ( 이학관 316 호 : ) 담당 조교 : 강규원, 안민준 ( 이학관 324 호 : ) 교재 : 현대 일반 화학 ( 제 5 판 : Oxtoby 외 ) 수업시간 : 10 시 30 분 – 11 시 45 분 강의 계획 및 일정, 평가 : 홈페이지 참조 연습일 및 문제 : 연습은 매주 목요일 오후 7 시 ( 정규 수업처럼 출석 검사 ) 보강이 필요시 연습 시간 이용 출석 : 출석률 90% 미만과 대리출석 ( 관련자 포함 ) 예외없이 모두 F 주의 사항 : 정숙 요망, 수업 중 이동 금지, 지각 금지 (10 시 45 분 이후에 출입금지 ). 지각 2 회 = 결석 1 회

7.6 열 화학 (thermochemistry) - 화학 반응으로 인한 열의 흡수와 방출을 연구 - 일반적 실험조건은 일정 압력이므로  H = q p 를 다룸 발열 반응 :  H = q p  0 흡열 반응 :  H = q p  0 반응 엔탈피 예 ) 부호 및 크기 CO(g) + 1/2 O 2 (g) → CO 2 (g) :  H = kJ CO 2 (g) → CO(g) + 1/2 O 2 (g) :  H = kJ 2CO 2 (g) → 2CO(g) + O 2 (g) :  H = kJ

헤스의 법칙 - 2 개 이상의 화학식이 합하여 새로운 화학식을 만들 때 새로운 반응의  H 는 각 반응의  H 의 합이다. - 엔탈피가 상태함수라는 성질을 응용한 법칙 예 ) C(s,gr) + 1/2 O 2 (g) → CO(g) :  H 와  E? C(s,gr) + O 2 (g) → CO 2 (g) :  H 1 = kJ CO 2 (g) → CO(g) + 1/2O 2 (g) :  H 2 = kJ C(s,gr) + 1/2O 2 (g) → CO(g) :  H =  H 1 +  H 2 = kJ  E =  H -  (PV) =  H -  (nRT)  n g = 생성 기체 전체 몰수 – 반응 기체 전체 몰수 = 1 몰 – 1/2 몰 = 1/2 몰  E = kJ – 1.24kJ = kJ

용융 및 증발 엔탈피 - 물리적인 상 변화에 관여된 엔탈피 변화 - 몰 용융엔탈피 : 고체 1 몰을 녹이는데 필요한 열 - 몰 증발엔탈피 : 액체 1 몰을 기화시키는데 필요한 열 - 역 과정은 반대 부호를 갖는다. 예 ) 용융과 증발 : 모두 흡열 과정 H 2 O(s) → H 2 O(l) :  H 용융 = kJ/mol = -  H 얼음 H 2 O(l) → H 2 O(g) :  H 증발 = kJ/mol = -  H 응축

표준상태와 표준상태 엔탈피 - 표준상태의 필요성 : 실험시에는 엔탈피는 변화만이 측정되므로 물질에 대한 상대적 기준상태가 있으면 편리하다. - 표준상태 : 1 기압, 지정온도 ( 보통 K) 에서 고체, 액체 : 열역학적으로 가장 안정한 상태 기체 : 이상 기체의 행동을 보이는 상태 용액 : 이상 용액의 행동을 보이는 1M 용액 - 엔탈피 척도의 기준이 되는 0 점 : 약속 표준상태에 있는 화학 원소의 엔탈피는 0 이다. cf) 동소체 : 가장 안정한 형태를 0 으로 잡는다. 예 ) 흑연, 다이아몬드, C 60, nanotube 등 예 ) O 2, O 3 cf) 용액 : 1M 농도는 매우 진한 농도이므로, 묽은 농도에서 실험 후 1M 로 외삽시켜 값을 얻음.

- 표준 엔탈피 (  H o ) 표준 상태에서의 화학 반응에 대한 엔탈피 변화 aA + bB → cC + dD  H o = c  H o f (C) + d  H o f (D) - a  H o f (A) - b  H o f (B) - 표준 생성 엔탈피 (  H o f ) 표준 상태에 있는 원소들로부터 화합물 1 몰이 생성되는 반응에 대한  H - 이온의 표준 생성 엔탈피 : (+), (-) 이온들의 생성 엔탈피의 합이 측정되며, 각각의 이온에 대한 값을 알려면 기준이 필요.  H o f (H + (aq)) = 0 kJ mol -1 예 ) H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) → H 2 O(l) :  H o f (H 2 O(l)) = kJ mol -1 예 ) 1/2 H 2 (g) → H(g) : 흡열 과정으로  H o f (H(g)) = kJ mol -1

결합 엔탈피 - 기체상에서 안정한 분자 결합이 끊어질 때의  H o - 여러 화합물에 대해 측정 후 평균값을 나타낸다. 예 ) 비슷한 C-H 결합 에너지를 보여준다. CH 4 (g) → CH 3 (g) + H(g)  H o = +438kJ C 2 H 6 (g) → C 2 H 5 (g) + H(g)  H o = +410kJ CHF 3 (g) → CF 3 (g) + H(g)  H o = +429kJ CHCl 3 (g) → CCl 3 (g) + H(g)  H o = +380kJ CHBr 3 (g) → CBr 3 (g) + H(g)  H o = +377kJ

8 장. 자발적 과정과 열역학적 평형 8.1 자발적 과정의 본질 자발적 과정 (spontaneous process) - 충분한 시간이 주어졌을 때 외부 간섭 없이도 스스로 일어나는 변 화 예 1) 탄알이 강철판과 충돌 : 역과정은 불가능 예 2) 기체 팽창 : 압력이 낮은 방향으로

예 3) 온도가 다른 두 물체를 접촉시 뜨거운 물체에서 찬 물체로의 열 전 달 예 4) 물 속에서 잉크 방울의 확산 예 5) 물에 설탕이 녹아 들어감 예 6) 실험실에서 아세톤 냄새의 확산 등 - 모든 자발적 과정들이 열역학 제 1 법칙은 만족하나, 제 1 법칙으로 설명 못하는 명백한 방향성이 있다 ! - 방향성을 알려주는 상태함수 존재 암시 : 엔트로피 !

8.2 엔트로피와 자발성 : 분자 통계적 해석 통계 열역학 (statistical thermodynamics) : 열역학에서 다루는 거시적 성질을 미시적 분자 수준의 행동으로부터 예측, 설명하게 하여주는 연결 도구 자발성 예 ) 이상 기체 1 몰이 진공 속으로 단열 팽창 : 충분한 시간 후 평형에 도달했을 때 골고루 분포 왼쪽 또는 오른쪽에 있을 확률은 1/2

예 ) 역과정 ( 즉, 자발적 압축 ) 이 일어날 확률의 계산 : 아래 그림 1 개 분자 : (1/2) 1 2 개 분자 : 1/2 x 1/2 = (1/2) 2 = 1/4 4 개 분자 : (1/2) 4 = 1/16 ……… 아보가드로수의 분자 : 1/2 x 1/2 x … x 1/2 = (1/2) 6.0 E23 = 1/(2 6.0E23 ) = 1/(1.8 x )  0 많은 분자가 관여되어 있는 과정에서 압축은 확률적으로 전혀 가능성이 없는 과정 cf) 작은 수의 분자계에서는 무시 못함.

엔트로피와 미시적상태의 수 미시적 상태 (microstate) 의 수 : Ω (E,V,N) 에너지 E 와 부피 V 를 갖고 있는 계를 구성하는 N 개의 분자들이 가질 수 있 는 위치와 운동량의 총 조합의 수 예 ) 단원자 이상기체의 경우 Ω (E,V,N) = g V N E (3N/2)

엔트로피와 Ω 사이의 관계 S = k B ln Ω (k B = R/N o : 볼츠만 상수 ) 예 ) 8-2 : S 가 크기 성질 ( 후에 식 8-9 로 간단하게 계산 가능 ) 엔트로피와 무질서 - 엔트로피에 대한 또 다른 해석 : 무질서도 ! 무질서도가 증가하는 방향이 자발적 과정 예 ) 이상 기체의 팽창 : 작은 공간보다는 넓은 공간에서 무질서도가 증가 예 ) 고체의 용융, 액체의 기화 : S 가 증가하는 과정

8.3 엔트로피와 열 : 제 2 법칙의 실험적 근거 제 2 법칙의 배경 - 증기 엔진의 효율을 최대화가 관심. - Carnot : 열역학적인 효율은 100% 가 될 수 없다. - Clausius : 일을 하지 않고 찬 열원에서 더운 열원으로 열을 이동시킬 수 있는 장치는 없다. 예 ) 일상적인 경험 ) 열은 항상 더운 열원에서 찬 열원으로 이동. 물체의 온도를 내리려면 항상 일이 필요하다. - Kelvin : 열을 100% 일로 변환시킬 수 있는 장치는 없다. 엔트로피의 정의 : 상태함수 ! 미소 변화 : dS = dq 가역 / T ( 단위 : J / K) 총 변화 :

Rudolf Clausius 제 1 법칙 : 우주의 E 는 일정 제 2 법칙 : 우주의 S 는 증가

8.5 엔트로피 변화와 자발성 등온과정에 대한 ΔS 계 예 1) 이상기체의 등온 가역 압축과 팽창 ΔE = q 가역 + w 가역 = 0 -> q 가역 = - w 가역 = nRT ln(V 2 /V 1 ) ΔS = nR ln(V 2 /V 1 ) 예 2) 상 전이 : 용융과 증발 q 가역 = ΔH 용융 ΔS 용융 = q 가역 / T f = ΔH 용융 / T f cf) 트루톤의 규칙 : ΔS 증발 = 88 ± 5 J K -1 mol -1 예 8-4) 벤젠 예외 : 수소결합을 이루는 물은 S 액체 가 작은 상태 ΔS 증발 = 109 J K -1 mol -1 는 크다.

온도가 변하는 과정에 대한 ΔS 계 예 1) 단열 과정 q = 0, 즉 ΔS = 0 : 등엔트로피 (isentropic) 과정 예 2) 등적 과정 ( 일정 부피 )

예 3) 등압 과정 ( 일정 압력 ) cf) 예 2) vs. 예 3) : ΔS p  ΔS v ( 부피 증가로 인해 ) 예 8-5) 엔트로피가 상태 함수임을 보여줌.

주위에 대한 ΔS 주위 - 주위 : 거대한 열 중탕 (heat bath) 으로 간주 계와 열을 교환하나 온도는 일정하다. q 주위 = - ΔH 계 ΔS 주위 = - ΔH 계 / T 주위 - 발열 과정 : 주위의 엔트로피 증가 - 흡열 과정 : 주위의 엔트로피 감소 우주 ΔS 전체 - 계와 주위의 합, 즉 ΔS 전체 = ΔS 계 + ΔS 주위

예 8-6) 0 도로 유지되는 얼음 - 물 중탕에서 100 도의 니켈에서 0 도 얼음으로 열 전달 과정의 ΔS 풀이 ) 계를 니켈로, 얼음 - 물 중탕을 주위로 간주 얼음이 남아있다는 사실은 온도가 0 도로 유지된 상태임을 의미. ( 니켈이 잃어버린 열 = 얼음이 녹는데 이용된 열 ) 을 이용하여 Ni 양 계 산 -(M x 비열 x 온도변화 ) Ni = (M x 용융 엔탈피 ) 얼음 -M x 0.46J/K/g x (-100K) = 10.0g x 334 J/K/g 관여한 니켈의 양은 73g 이고, 일정 압력에서의 엔트로피 변화이므로 = -10 J/K 주위인 얼음 중탕의 온도가 0 도이므로 ΔS 주위 = - ΔH 계 / T 주위 = 3340/ = 12 J/K ΔS 전체 = ΔS 계 + ΔS 주위 = = 2 J/K 즉, 니켈이 냉각되는 과정이 자발적 과정 !