농업생산과 과학 농업생산과 과학 정영호 한국농수산대학 2010년 1학기 정 영 호

차 례 I. 물질의 상태와 용액 1. 기체, 액체, 고체 006 2. 용액 029 [차례 보완] 몰 007 기체 016 차 례 I. 물질의 상태와 용액 1. 기체, 액체, 고체 006 몰 007 기체 016 액체와 고체 025 2. 용액 029 용해와 용해도 030 용액의 농도 035 묽은 용액의 성질과 콜로이드 용액 042

II. 물질의 구조 III. 화학 반응 1. 물질의 구조와 주기율 053 2. 화학 결합 100 [차례 보완] II. 물질의 구조 1. 물질의 구조와 주기율 053 원자의 구성 입자 054 원자의 모형과 전자 배치 058 주기율과 주기적 성질 078 2. 화학 결합 100 화학 결합의 종류 101 공유 결합과 분자 129 III. 화학 반응 1. 화학 반응과 에너지 166 물질의 변화와 엔탈피 167 헤스(Hess)의 법칙과 결합 에너지 190

IV. 유기화학 2. 반응 속도와 화학 평형 197 3. 산과 염기의 반응 238 4. 산화 • 환원 반응 288 [차례 보완] 2. 반응 속도와 화학 평형 197 반응 속도 198 화학 평형 217 3. 산과 염기의 반응 238 산과 염기 243 중화 반응 258 4. 산화 • 환원 반응 288 산화와 환원 289 IV. 유기화학 1. 탄소 화합물의 특성 307 2. 유기화합물의 분류 309 3. 탄화수소 310 4. 유기화합물의 작용기 325 5. 유기화합물의 이성질체 353 6. 합성 중합제 358

물질의 상태와 용액 기체, 액체, 고체 용 액

기체, 액체, 고체 몰 기체 액체와 고체

몰(mol) 화학식 량 화학식을 구성하는 모든 원자들의 원자량을 더한 것 ? 원자량 원자 1개의 실제 질량은 매우 작아서 취급하기 불편하므로 한 원자의 질량(질량수 12인 탄소, C)을 기준으로 하여 비교한 다른 원자의 상대적인 질량을 말함(단위 없음) 탄소 질량 : 12.00 원소 수소(H) 탄소(C) 질소(N) 산소(O) 질량(g) 1.67x10-24 1.99x10-23 2.33x10-23 2.66x10-23 원자량 1.00 12.00 14.00 16.00 * 수소의 원자량 = 1.67x10-24 / 1.99x10-23 = 1.00 원소 : 같은 종류의 원자만의 집합으로 되는 물질 원자 : 물질을 구성하는 최소 단위

화학식량 물질의 화학식을 구성하는 원자들의 원자량을 모두 더한 값 - 원자량, 분자량, 실험식량 - 이산화탄소 산화마그네슘 탄산이온 ? ?화학식 ?CO2(분자식) MgO(실험식) CO3--(이온식) 화학식량 12(C)x1 + 16(O)x2 = 44 24(Mg)x1 + 16(O)x1 = 40 12(C)x1 + 16(O)x3 = 604 실험식 : 물질을 구성하는 원자의 종류와 수를 가장 간단한 정수 비로 나타내는 식 Ex. 에틸렌(C2H4)의 실험식 : CH2 시성식 : 분자의 특성을 알 수 있도록 나타낸 식 Ex. 메타놀의 시성식 : CH3OH 분자량 : 분자를 구성하는 모든 원자들의 원자량을 더한 값 Ex. 물(H2O)의 분자량 : 수소 원자량x2+산소 원자량x1 = (1.0x2) +(16.0x1) = 18.0

화학식의 결정 질량 백분율 : 화합물 중 각 성분 원소가 차지하는 질량 비율 성분 X의 질량 백분율(%) = (X의 원자량/화합물의 화학식량) x 100 [Ex] 물분자에서 H의 질량 백분율 = (1.00x2)/18 = 11.0% 화학식 결정 1단계(원소분석) : 화합물을 구성하는 각 원소의 질량 백분율 계산 2단계(실험식 결정) :질량 백분율을 원자가로 나누어 원자수의 비를 구한 후 가장 간단한 정수비로 실험식 결정 [Ex] 화합물의 분자량 78, 각 성분 원소의 질량 백분율 C : 92.3%, H : 7.7% C 원자수 : H 원자수 = C의 질량%/C의 원자량 : H의 질량% /H의 원자량 = 92.3/12 : 7.7/1 = 7.7 : 7.7 = 1 : 1= CH(실험식) 3단계(분자식 결정) : 실험식량과 분자량으로부터 분자식 결정 n = 분자량/실험식량 = 78/13 = 6 분자식 = n x 실험식 = 6 x (CH) = C6H6

몰(mol) 몰과 입자수 개수를 나타내는 단위 원자, 분자, 이온 등의 작은 입자를 취급하기 편리하도록 하기 위한 단위 1mol = 6.02x1023개 입자(아보가드로수) [1mol의 입자 수 : 60억명의 사람이 1초에 1개씩의 동전을 하루 24시간 세어 300만년 이상 걸릴 정도의 수] 우리 생활에서도 mol과 같이 물건을 단위로 하여 취급하기 편리하도록 하고 있다. 즉, 연필 12자루를 1다스라 하고, 쌀을 돼, 말로 거래하고 있다 몰과 입자수 모든 물질 1몰은 그 물질을 구성하고 있는 입자 6.02x1023개 함유 화합물의 몰수와 물질의 구성 원자나 이온의 몰수 원자의 몰수 : 암모니아(NH3) 1몰에는 N원자 1몰(6.02x1023입자) 과 H 원자 3몰(3x6.02x1023입자) 포함 이온의 몰수 : 염화나트륨(NaCl) 1몰에는 Na+과 Cl-이 각각 1몰(6.02x1023입자)씩 포함

몰과 질량 1몰의 질량(몰 질량) : 물질 구성입자 1몰 질량은 화학식량에 g단위 부여 물 분자 1몰의 질량 = 물 분자 6.02x1023개의 질량 = 물의 화학식량(18.0) = 18.0g NaCl 1몰의 질량 = NaCl 분자 6.02x1023개의 질량 = NaCl의 화학식량(58.5g) = 58.5g ? ?원자나 분자의 몰수 : 질량을 원자량이나 분자량으로 나눈 값 원자의 몰수 = 질량/원자량 분자의 몰수 = 질량/분자량 ?[Ex] 물 36g에서 물 분자의 몰수는? 물의 질량/물 분자량 = 36g/18g = 2 mol 물질의 질량 : 몰수에 1몰의 질량을 곱한 값 질량 = 몰수 x 1몰의 질량 = 몰수 x 화학식량g [Ex] CO2 2몰의 질량은? 2몰 x 44(CO2 분자량)g/mol = 88g 원자(분자) 1개의 실제 질량 : 원자(분자) 1몰의 질량/아보가드로수 원자(분자) 1개의 질량 = 원자량(분자량)g/아보가드로수 [Ex] 탄소 원자 1개의 질량은? 12g(탄소 원자량)/ 6.02x1023 ≒ 1.99x10-23 g

기체의 몰 부피 아보가드로의 법칙 V = kn(V : 기체의 부피, k : 상수, n : 몰수) 기체 1몰의 부피(몰 부피) 모든 기체는 온도와 압력이 같을 때, 같은 부피 속에 같은 수의 분자를 포함 즉, 일정한 온도와 압력 하에서 기체의 부피는 몰(mol)수에 비례 V = kn(V : 기체의 부피, k : 상수, n : 몰수) 기체 1몰의 부피(몰 부피) 기체의 종류에 관계없이 모든 기체 1몰은 0℃, 1기압(기체의 표준 상태)에서 22.4L의 부피를 가짐 [Imp.] ? 기체의 몰수 0℃, 1기압에서 측정한 기체의 부피/몰 부피(22.4L)

몰(mol)과 입자수, 질량, 부피 입자수 6.01x1023개 몰수x22.4L 기체의 입자수 부피 몰수x6.02x1023 질량(g) 화학식량 몰수x화학식량 질량

기체의 분자량 계산 몰부피 이용 V : w = 22.4 : M (V : 기체의 부피, w : 기체의 질량(g), M : 분자량(g) M = (w/V )x 22.4 [w/V : 밀도 d ] 기체의 밀도 이용 d = (w/V) = M/22.4 (d : 기체의 밀도/ 0℃, 1기압) M = d x 22.4g/L 아보가드로의 법칙 이용 같은 부피의 두 기체 질량비 = 분자 1개의 질량비 = 분자량의 비= 밀도비 wA/wB= MA/MB = dA/dB

화학반응식과 화학반응의 양적관계 계산 화학반응식의 의미와 이용 화학반응식의 양적 관계 반응물질과 생성물질의 종류 확인 mol수 비와 분자 수 확인 반응물과 생성물의 부피, 질량 관계 산출 화학반응식의 양적 관계 반 응 프로판 산소 이산화탄소 수증기 + → + 화학반응식 C3H8 5O2 3CO2 4H2O + → + 질량(g) 44 5x32 3x44 4x18 + = + 기체의 부피(L), STP 22.4 5x22.4 3x22.4 4x22.4 : : : 몰수(mol) 1 : 5 3 4 : : 분자수(개) 6.02x1023 : 5x6.02x1023 3x6.02x1023 : : 4x6.02x1023

Ex : 프로판이 연소하여 0℃, 1기압에서 이산화탄소 13.44L가 발생하였다면 소모되는 산소의 질량은? - [보완] ? 발생하였다면 소모되는 산소의 질량은? - [보완] ? 이산화탄소의 몰수 = 기체의 부피/22.4L = 13.44L/22.4L = 0.6몰 이산화탄소의 몰수 : 산소의 몰수 = 3 : 5(앞쪽의 표 참조) 소모된 산소의 몰수 = 3 : 5 = 0.6 : X X = 5 x 0.6/ 3 = 1몰 산소의 질량 = 1몰 x 32g(산소 1몰의 질량) = 32g

기 체 기체분자 운동론 기체 분자 운동론의 가정 분자의 크기에 비해 멀리 떨어져 있으며, 기 체 기체분자 운동론 기체 분자 운동론의 가정 분자의 크기에 비해 멀리 떨어져 있으며, 분자의 크기는 분자 사이의 거리에 비하여 무시할 수 있을 정도로 작다 분자들은 속력 분포를 가지고 있으며, 무질서한 방향으로 끊임 없이 빠른 직선운동을 하고 있다. 분자의 충돌은 완전 탄성충돌로 충돌할 때 마찰에 의한 에너지 손실이 없기 때문에 충돌 전후에 운동에너지는 변하지 않는다 – 끊임없는 직선운동 분자 사이에는 인력이나 반발력이 작용하지 않는다 – 인력이 작용하면 액체나 고체로 됨 분자의 평균 운동에너지는 기체의 절대온도에 비례하며, 기체분자의 종류나 크기, 모양에는 영향을 받지 않는다. 1몰 기체의 평균 운동에너지 Ek = 3kT/2 (Ek : 운동에너지, T : 온도, k: 상수)

기체의 압력과 부피 기체의 압력 보일(Boyle)의 법칙 이상기체의 부피(V)는 압력(P)에 반비례 P(압력) = N( Newton, 힘 )/m2(면적) 단위 : N/m2, Pa(Pascal), atm(기압), mmHg, torr 1Pa : 1m2당 1N의 힘이 가해졌을 때 압력 1Pa = 1N/m2 = 7.5 x 10-3 torr 1 atm : 수은주의 높이가 760mm일 때의 압력 1atm = 760mmHg 1 torr = 1 atm/760 [1Pa = 7.5 x 10 –3 torr = 1.0 x 10 –5 atm] 보일(Boyle)의 법칙 이상기체의 부피(V)는 압력(P)에 반비례 PV = k(k 비례상수) P1V1 = P2V2 보일의 법칙과 관련된 현상 잠수부가 호흡할 때 내뿜는 기포는 수면으로 올라올수록 커진다. 하늘 높이 날라간 풍선이 터진다.

기체의 온도와 부피 절대온도 샤를(Charles)의 법칙 ? -273 ℃ 를 0으로 하는 온도, 단위 : K(Kelvin) TK(T절대온도) = 273 + t ℃ [Imp.] 샤를(Charles)의 법칙 압력이 일정할 때 이상기체의 부피는 절대온도에 비례한다. V = kT, V1/T1 = V2/T2 샤를(Charles)의 법칙을 이용한 부피와 온도 계산 섭씨 온도(t) 기준 절대온도(T) 기준 정의 일정한 압력에서 일정량의 기체 부피는 온도 1 ℃ 높아질 때마다 0 ℃ 때 부피의 1/273씩 증가 일정한 압력에서 일정량의 기체 부피(V)는 절대온도(T)에 비례 관계식 V = V0 + V0t/273 = V0(1+t/273) V = kT(k 비례 상수) V1/T1 = V2/T2

일정량의 기체의 부피는 압력에 반비례, 절대온도에 비례. PV/T = k(k 비례 상수), P1V1/T1 = P2V2/T2 보일-샤를의 법칙 일정량의 기체의 부피는 압력에 반비례, 절대온도에 비례. PV/T = k(k 비례 상수), P1V1/T1 = P2V2/T2 처음상태 P1T1V1 중간상태 P2T2V’ 나중상태 P2T2V2 ℃ 보일의 법칙 적용 (T1 일정, P1 P2) 샤를의 법칙 적용 (P2 일정, T1 T2) P1V1 =P2V’ V’ = P1V1/P2 ① V’/T1 = V2/T2 V’ = T1V2/T2 ② 보일-샤를의 법칙 (P1 P2, T1 T2) ① + ② P1V1/P2 = T1V2/T2 ∴ P1V1/T1 = T2V2/P2

이상기체 법칙 이상기체 법칙 V = nRT/P 또는 PV = nRT (R 기체상수, n 몰수) 이상기체 법칙 유도 기체상수 R 일정한 온도, 압력조건에서 일정량의 기체가 차지하는 부피는 아보가드로 법칙을 적용(0℃, 1기압에서 기체 1mol의 부피는 22.4L)하면 P = 1atm, V = 22.4L/mol, T = (273+0)K를 보일-샤를 법칙에 대입하면 k = PV/T = (1atm)(22.4L/mol)/273K ≒ 0.082atm ∙ L/mol ∙ K 0.082atm ∙ L/mol ∙ K를 기체상수라고 하며 R로 표시 다시 이 R을 보일-샤를 법칙에 대입하면 PV/T = R, 또는 PV = RT 이식은 기체 1mol에 대한 식이므로 n mol의 기체에 대해서는 PV = nRT

이상기체 법칙과 기체 분자량 V = nRT/P 또는 PV = nRT (R 기체상수, n 몰수) M = wRT/PV = dRT/P (M 분자량, w 기체의 질량, d 기체의 밀도) [기체의 분자량 계산] 기체의 몰수 = w/M(w : 기체의 질량, M : 기체의 분자량) PV = nRT = w/M . RT, M = wRT/PV 이때 w/V는 기체의 밀도 d (단위 : g/L) 이므로 M = w/V . RT/P = dRT/P 주어진 온도와 압력에서 기체의 밀도를 측정하면 기체의 분자량 산출 가능 ?

이상기체 법칙과 기체의 법칙 이상기체와 실제기체 PV = nRT 보일의 법칙 샤를의 법칙 보일-샤를의 법칙 아보가드로의 법칙 n과 T가 일정할 때 PV = 상수이므로 P1V1 = P2V2 n과 P가 일정할 때 V/T = 상수이므로 V1T1 = V2T2 n이 일정할 때 PV/T = 상수이므로 P1V1/T1 = P2V2/T2 P와 T가 일정할 때 V/n = 상수이므로 V = kn 이상기체와 실제기체 이상 기체 실제 기체 분자의 크기 질량은 있으나 부피는 0임 질량과 부피가 있음 0K에서의 부피 0K 이전에 액체나 고체로 변함 기체에 관한 법칙 완전히 일치 고온, 저압에서 일치 분자간 인력이나 반발력 없음 있음

기체의 확산 그레이엄의 확산속도법칙 vA/vB = √ MB/MA = √ dB/dA v = √ 3RT/M 일정한 온도와 압력에서 기체의 확산속도는 기체 분자량의 제곱근에 반비례 vA/vB = √ MB/MA = √ dB/dA (vA/vB 기체의 확산속도, MB/MA 기체의 분자량 dB/dA 기체의 밀도) 기체의 확산속도에 영향을 주는 요인 온도 : 높을수록 확산속도 증가 분자량, 밀도 : 작을수록 확산속도 증가 진공 속 〉공기 속 〉물 속 순으로 확산속도 증대 기체분자의 평균 운동 속력 분자량이 작을수록 증가하여 분자량의 제곱근에 반비례 v = √ 3RT/M (v 기체 1mol의 평균 운동속력, M 분자량)

혼합기체의 압력 기체의 전체압력과 부분압력 돌턴(Dalton)의 부분압력의 법칙 전체압력 : 두 종류 이상의 기체가 일정한 부피의 용기에 들어있을 때의 혼합기체 전체의 압력 부분압력 : 같은 조건에서 각 성분 기체만 용기에 들어있을 때의 각 성분 기체의 압력 돌턴(Dalton)의 부분압력의 법칙 혼합기체의 전체압력은 각 성분 기체의 부분압력의 합과 같다. PT = PA+PB+PC +• • • (PT 전체압력, PA+PB+PC 각 성분기체의 부분압력) 부분압력의 법칙 nA, nB, nC 를 각각 성분 기체의 몰수라고 할 때, 이상기체 상태 방정식에 의하여 각 기체의 부분압력은 PA = nART/V, PB = nBRT/V, PC = nCRT/V PA +PB+PC = nART/V + nBRT/V + nCRT/V = (nA + nB + nC )(RT/V) = nT(RT/V) = PT

몰분율 부분 압력과 몰분율 기체 혼합물에서 성분 기체의 몰수를 전체 혼합물의 몰수로 나눈 값 성분 기체 A의 몰 분율 XA = nA / XT (nA + nB) (XT 전체 기체 몰수, nA 성분기체 A의 몰수) 부분 압력과 몰분율 기체 혼합물에서 성분 기체의 부분 압력은 몰분율에 비례 성분 기체의 부분 압력(PA, PB)은 전체 압력(PT)에 성분 기체의 몰 분율(XA,XB)을 곱한 값이 된다 PA = PT x (nA/nA + nB) = PT x XA, PB = PT x (nA/nA + nB) = PT x XA 부분 압력과 몰분율 관계식 nA, nB, nC 를 각각 성분 기체의 몰수라고 할 때, 이상기체 상태 방정식에 의하여 각 기체의 부분압력은 돌턴의 부분압력법칙 PT = PA + PB ① 각 성분의 부분압력 PA = nA (RT/V), PB = nB (RT/V) ② ②식을 ①식에 대입 PT = (nA + nB)(RT/V) ③ ②식과 ③식에서 PA / PT = nA / nA + nB = XA, PB / PT = nB / nA + nTB = XB, 따라서 PA = PT x XA, PB = PT x XB

액체와 고체 액체 액체의 일반적 성질 1기압에서 H2O 1mol의 부피와 밀도 온도와 압력의 변화에 의해 부피가 거의 변하지 않는다 어느 정도 자유롭게 운동(기체보다는 낮음)하며 유동성을 갖는다 분자간의 거리가 가깝고 밀집되어 있어 기체보다 부피가 작고 밀도가 크다 고체, 액체, 기체와 같이 물질의 상태가 다른 것은 분자의 배열, 분자의 운동 정도에 차이가 있기 때문 1기압에서 H2O 1mol의 부피와 밀도 상태 온도(℃) 부피(mL/mol) 밀도(g/cm3) 기체(수증기) 100 30200 5.974 x 10-4 액체(물) 100 18.8 0.958 액체(물) 18.0 0.9998 액체(물) 19.7 0.915

액체의 표면장력 표면장력 : 액체가 그 표면적을 가능한 한 작게 만들려는 성질 ? 표면장력이 생기는 이유 : 액체의 내부 분자는 모든 방향으로부터 같은 크기의 인력을 받으므로 힘의 균형을 이루나, 액체의 표면에 있는 분자는 내부의 분자간에 인력으로 액체 내부로 끌어당겨지기 때문 ? 물의 표면 장력과 관련 예 물은 수소결합에 의해 특별히 분자간 인력이 큰 물질이므로 표면 장력이 크다. 소금쟁이가 불 위에 떠 있다. 이른 새벽 풀잎에 맺힌 이슬 방울이나 수도 꼭지에서 떨어지는 물방울이 둥근 모양을 하고 있다.

액체의 증기 압력 – [앞쪽에서 분리] 증발 : 액체 표면의 분자들이 분자 사이의 인력을 이겨내고 공기 중으로 떨어져 나가서 기체로 되는 현상 증기압력 : 밀폐된 용기 내의 액체가 동적 평형상태에 도달했을 때 액체의 증기가 나타내는 압력 증기압력의 크기 : - 같은 액체 – 용기의 모양, 크기, 액체의 양과 관계없이 일정한 값 - 액체의 종류 : 온도가 같은 경우 분자간 인력이 작은 액체가 증기압력이 큼 - 온도 : 온도가 높아지면 증기압력이 크다(분자들의 운동에너지 증대)

증발열 : 액체가 기체가 되기 위해 외부 에너지 흡수, 이때 필요한 열량 몰 증발열 – 1기압에서 1mol의 액체를 완전히 증발시키는데 필요한 열량 분자간 인력이 큰 물질일수록 몰 증발열이 큼 물 질 몰 증발열(kJ/mol) 20℃에서 증기압력(mmHg) Diethylether 29.1 457.8 Ethanol 38.6 52.8 Water 40.7 17.5 증기압력과 끓는 점 : 액체의 증기압력이 대기압력과 같아지는 온도 대기압이 1기압일 때의 끓는점을 기준 끓는점 외부 압력과 끓는점 – 액체의 증기압력은 온도가 높을수록 증가하므로 외부압력이 높아지면 끓는점이 높아진다. [증기압력이 크다 = 휘발성이 크다 = 증발이 잘 일어난다 = 증발열이 작다 = 분자간 인력이 작다 = 끓는점이 낮다]- 보완

고체 고체의 일반적 성질 결정성 고체와 비결정성 고체 입자 사이의 인력이 커서 유동성이 없고, 일정한 모양과 부피를 가짐 입자간 거리가 가깝고 빈 공간이 없어 밀도가 크고, 압축되지 않음 녹는점 : 입자간 인력에 따라 상이 결정성 고체와 비결정성 고체 구분 결정성 고체 비결정성 고체 정의 구성 입자들이 입체적으로 규칙적 배열 구성 입자들이 불규칙적 배열 특징 녹는 점이 일정 비등방성(결정에 빛을 쪼였을 때 방향에 따라 굴절되거나 반사각 변화) 녹는 점이 일정하지 않음 등방성 예 소금, 얼음, 다이아몬드, 금 유리, 플라스틱, 엿, 고무

물질의 온도와 압력을 변화시키면 물질의 상태를 변화시킬 수 있다. 물질의 상태 변화 - 보완 상태변화와 에너지 물질의 온도와 압력을 변화시키면 물질의 상태를 변화시킬 수 있다. - 고체 : 에너지 흡수 액체 기체 - 기체 : 에너지 방출 액체 고체 기체 열 흡수 열 방출 액 화 승 화 기 화 승 화 융 해 액체 고체 응 고

용 액 용해와 용해도 용액의 농도 묽은 용액의 성질과 콜로이드 용액

용해와 용해도 용해 – [조정] 두 종류 이상의 순 물질이 균일하게 섞이는 현상을 용해라 하고, 균일하게 섞여 있는 혼합물을 용액이라 함 ? 예 용매 용질 용액 액체 고체 고체 + 액체 양이 많은 액체 양이 적은 액체 액체 + 액체 기체 기체 + 액체 소금물 물 소금 식초 아세트산 탄산수 이산화탄소 용해의 원리 : 용해는 용질과 용매 입자 사이의 인력 차이로 일어남 용매와 용질 사이의 인력≥용질과 용질, 용매와 용매 사이의 인력 : 용해 용이 용매와 용질 사이의 인력〈용질과 용질, 용매와 용매 사이의 인력 : 용해 곤란

용해는 용질과 용매 입자 사이의 인력 차이로 일어남 용해의 원리 – [조정] 1. 용매와 용질 사이의 인력 2. 물질의 용해성 3. 용매화와 수화 용해는 용질과 용매 입자 사이의 인력 차이로 일어남 용매와 용질 사이의 인력 용매와 용질 사이의 인력≥용질과 용질, 용매와 용매 사이의 인력 : 용해 용이 용매와 용질 사이의 인력〈용질과 용질, 용매와 용매 사이의 인력 : 용해 곤란 용매 : 다른 물질을 녹이는 물질 용질 : 다른 물질에 녹아 들어가는 물질 용매-용질 간의 인력 = 용매-용매, 용질-용질 일 때에도 용해가 잘 일어나는 이유? 자연계에서 일어나는 현상은 무질서도가 증가하는 쪽으로 진행하려고 하기 때문 무질서도 = 엔트로피(entropy)

물질의 용해성 – [조정] 용매화와 수화 ? 극성물질은 극성 용매에 잘 녹고, 무극성 물질은 무극성 용매에 잘 녹음 극성 용매 물, 에탄올, 아세트산, 클로르포름 등 무극성 용매 사염화탄소, 벤젠, 헥산 등 잘 녹는다 잘 녹는다 극성 물질 : 한 분자내에 부분적으로 “+”와 “-”전하를 띠는 물질 염화수소, 암모니아, 이산화황 등 무극성 물질 : 한 분자내에 부분적으로 전하를 띠지 않는 물질 염소, 요오드, 나프탈렌 등 이온성 물질은 극성 용매에는 잘 녹고, 무극성 용매에는 난용 [Ex] 염화나트륨, 황산구리 등은 극성 용매에 잘 녹는다 용매화와 수화 용질 입자가 용매 입자에 의해 둘러싸이는 것을 용매화라 하고, 용매가 물인 경우를 수화라고 함

크로마토그래피 혼합물의 각 성분 물질들의 이동상과 고정상에 대한 이동속도 차이에 의한 분리(인력 상이) 크로마토그래피의 특징 성분 물질의 이동속도 이동상과의 인력 〉고정상과의 인력 : 이동속도 신속 이동상과의 인력〈 고정상과의 인력 : 이동속도 느림 크로마토그래피의 특징 이화학적 성질이 비슷한 성분으로 혼합된 물질로부터 각 성분 분리 극소량의 성분 분리 Rf값 크로마토래피에서 이동상의 이동거리와성분 물질의 이동거리 비 성분 물질의 이동거리(b) Rf = 이동상(용매)의 이동거리(a)

혼합물의 분리 방법 – [삽입] ? 거름 : 어떤 용매에 잘 녹는 고체와 녹지않는 고체 혼합물 분리 [Ex.] 소금과 모래 혼합물 추출 : 특정한 성분만을 녹이는 용매 사용 [Ex.] 에테르를 이용 식초에서 아세트산 분리 분별 결정 : 온도에 따른 용해도가 상이한 고체의 혼합물 [Ex.] 질산칼륨과 염화소디움 분리 분별 증류 : 서로 잘 섞이는 혼합물중 끓는점 차이 이용 분리 [Ex.] 물과 에탄올 분리 ?

고체의 용해도 –[조정] 용해 평형 용질이 더 이상 용해되지 않는 동적 평형상태 포화 용액 : 일정 온도, 용매에 용질이 최대한 녹아 있는 용액 용해속도 = 석출속도 : 용해 평형 불포화 용액 : 포화 용액보다 용질이 적게 녹아 있는 용액 용해속도 〉석출속도 과포화 용액 : 포화 용액보다 용질이 더 많이 녹아 있는 용액 매우 불안정하므로 조그만 자극에 의해서 과포화된 용질이 결정으로 석출

고체의 용해도 일정 온도에서 용매 100g에 최대한 녹을 수 있는 용질의 g수 - 고체의 용해도는 용매와 용질의 종류, 온도에 따라 상이 - 일반적으로 고체의 용해도는 온도가 높을수록 증가하고, 압력의 영향은 거의 받지 않음 용해도 곡선 : 온도에 따른 용해도 변화를 나타낸 곡선 - 온도가 높을수록 용해도가 증가하는 것은 용해과정이 흡열 과정 - 온도가 높을수록 용해도가 감소하는 것은 용해과정이 발열 과정 재결정 : 온도에 따라 용해도 차이가 큰 물질에 불순물이 섞여 있을 때, 고온에서 포화용액을 만든 후 냉각시켜 순수한 결정을 얻어내는 방법

극성 기체(암모니아, 염화수소 등) : 물에 가용 고온에서 용액 중 기체 분자의 운동에너지가 커져 용매 분자와의 인력 저하로 기체의 용해도 –[조정] 기체의 종류, 온도 및 압력에 따라 용해도 상이 기체의 종류 : 수용성 여부에 따라 상이 극성 기체(암모니아, 염화수소 등) : 물에 가용 비극성 기체(수소, 질소, 산소 등) : 물에 난용 온도 : 온도가 높아지면 기체의 용해도 감소 고온에서 용액 중 기체 분자의 운동에너지가 커져 용매 분자와의 인력 저하로 기체의 용해도 감소 기체물질의 용해도(g/물100g,1기압) 0℃ 20℃ 40℃ 60℃ 80℃ NH3 89.9 53.3 30.2 - - HCl 82.3 72.1 63.3 56.1 - CO2 0.348 0.173 0.097 0.058 - N2 0.0023 0.0018 0.0014 0.00125 0.001125 H2 0.0002 0.00016 0.00014 0.00014 0.00014

압력 : 압력이 증가할수록 기체의 용해도 증가 헨리(Henry)의 법칙 – 압력에 따른 용해되는 기체의 질량과 부피의 변화 - 일정한 온도에서 일정량의 용매에 용해되는 기체의 질량(몰수)은 그 기체의 압력에 비례, 용해되는 기체의 부피는 압력에 관계없이 일정 - 낮은 압력에서 용해도가 크지않는 기체에 대해서만 적용 : 수소, 산소, 헬륨 등 물에 난용성 기체에 적용 Q. 20℃, 1atm에서 일정량의 물에 CO2는 0.1몰의 VL가 녹는다. 같은 온도에서 압력을 3qtm으로 할 때 용해되는 CO2의 몰수와 부피는? A. 용해되는 CO2의 몰수 : 0.1 ⅹ3 = 0.3몰 – 용해되는 기체의 몰수는 압력에 비례 용해되는 CO2의 부피 : VL ⅹ3 ⅹ1/3 = VL – 기체의 부피는 압력에 반비례(Boyle의 법칙)

용해도와 관련된 현상 탄산음료의 병마개를 열면 거품 발생 – 압력 감소에 따른 탄산가스 용해도 감소로 가스 발생 더운 여름날 물고기가 수면으로 올라옴 – 수온 상승으로 물 중 용해 산소 부족 잠수부의 잠수병 - 급격한 압력 저하로 혈액 순환 장애 발생 잠수병 : 깊은 바다 속의 높은 압력에 의하여 잠수부의 혈액 속에 녹아있던 많은 량의 질소가 잠수부의 갑작스런 수면 상승으로 압력이 낮아져 혈액으로부터 질소가 빠져 나오면서 생성된 기포가 모세 혈관들을 막아 혈액의 흐름을 방해하기 때문에 생기는 병 –[삽입]

용액의 농도 퍼센트 농도 몰 농도 몰랄 농도 농도의 환산 몰 분율

퍼센트(per cent) 농도 용액 100g 속에 녹아 있는 용질의 g수(단위 : w/w, w/v %) ? 용매나 용질의 질량은 온도나 압력이 변하여도 변하지 않으므로 온도나 압력 변화 등에 영향을 받지 않음 용질의 질량 용질의 질량 퍼센트 농도(%) = X 100 = X 100 용액의 질량 (용매+용질)의 질량 퍼센트 농도와 관련이 있는 여러 가지 농도 per mill(‰) : 용액 1000g 속에 녹아 있는 용질의 질량 ppm(parts per million) 용액 : 용액 106(100만)g 속에 녹아 있는 용질의 질량 ppb(parts per billion) 용액 : 용액 109(10억)g 속에 녹아 있는 용질의 질량 ppt(parts per trillion) 용액 : 용액 1012(10조)g 속에 녹아 있는 용질의 질량

용액 1L 속에 녹아 있는 용질의 몰수(단위 : M 또는 mol/L) 용액의 부피가 변하므로 온도에 따라 몰 농도 변화 몰(molarity) 농도 ? 용액 1L 속에 녹아 있는 용질의 몰수(단위 : M 또는 mol/L) 온도가 변하여도 몰수는 변하지 않으나 용액의 부피가 변하므로 온도에 따라 몰 농도 변화 용질의 몰수 = 용질의 질량/용질의 화학식량 용질의 몰수(mol) 용액 1L 속에 녹아 있는 용질의 질량(g) 몰 농도(M) = = 용액의 부피(L) 용질의 화학식량 ? Q. NaOH 수용액 1L에 NaOH 4.0g이 녹아있는 용액의 몰농도? A1. NaOH의 몰수 = 4.0g/40g(NaOH의 화학식량) = 0.1mol NaOH의 몰농도(M) = 0.1mol / 1L = 0.1M A2. NaOH의 몰농도(M) = 4.0g/L / 40g/mol = 0.1M ? 몰농도와 몰랄 농도의 차이는?

혼합 용액의 몰 농도 농도가 서로 다른 용액(같은 용질)을 혼합할 때 용질의 전체 몰수는 변하지 않고 농도와 부피만 변함 M = n / V 이므로 용질의 전체 몰수 = M1V1+M2V2 = M(V1+V2) 혼합 용액의 몰 농도(M ) = (M1V1+M2V2)/V1+V2 (M1,M2 :용액의 몰 농도, V1,V2 : 용액의 부피) Q. 0.1M NaCl 수용액 500ml와 0.2M NaCl 수용액 500ml를 혼합한 용액의 몰농도? A. 용액의 부피 : 500ml + 500ml = 1L 용질의 몰수 : 몰농도 ⅹ 용액의 부피 = (0.1M 0.5L) + (0.2M 0.5L) = 0.15mol 혼합용액의 몰농도(M) = 0.15mol / 1L = 0.15M

몰랄(molality) 농도 용매 1Kg 속에 녹아 있는 용질의 몰수(단위 : m 또는 mol/Kg) ? 온도가 달라지면 용액의 부피가 달라지기 때문에 몰 농도가 변하게 되므로 몰랄 농도 이용 용매 1Kg 속에 녹아 있는 용질의 몰수(단위 : m 또는 mol/Kg) 온도에 관계없이 일정하고, 용질의 양을 몰수로 나타내므로 입자수의 관계를 다루는데 편리 용질의 몰수(mol) 몰랄 농도(m) = 용매의 질량(Kg) Q. 수산화나트륨(NaOH) 20g이 물 100g에 녹아 있는 용액의 몰랄 농도는? 1단계 : NaOH의 화학식량 NaOH = Na원자량+O원자량+H원자량 = 23+16+1= 40 2단계 : 용질의 몰수 용질의 질량/ 화학식량 = 20g/40g.mol = 0.5mol 3단계 : 몰랄 농도 m = 용질의 몰수/용매의 질량 = 0.5mol/0.1Kg = 5m

농도의 환산 % 농도 → 몰 농도 농도가 a%, 밀도가 dg/mL인 용액의 몰 농도는?(단, 용질의 화학식량은 Mw) ? 1단계 : 용액의 부피(L) = 용액의 질량(g)/용액의 밀도(g/L) = 100/1000d = 1/10d 용질의 몰수(mol) = 용질의 질량/용질의 화학식량 = a/Mw 2단계 : 몰 농도 몰 농도(M) = 용질의 몰수(mol)/용약의 부피(L) = (a/Mw)/(1/10d) = 10ad/Mw a% : 용액 100g 속에 용질 ag이 녹아있는 용액 xM : 용액 1L 속에 용질 x mol이 녹아있는 용액 Q. 35% 염산의 몰농도(M)는? (단, HCl의 분자량 : 36.5, 염산의 밀도 : 1.25g/mL) 35% HCl : 염산용액 100g 중에 35g의 HCl이 녹아있음을 의미 HCl xM : 염산용액 1L 중에 HCl x mol이 녹아있는 용액 용액의 부피(V) = = 0.08L 용질의 몰수(mol) = 35g / 36.5g/mol ≒ 0.96mol 몰농도(M) = 0.96mol / 0.08L = 12M ? 100g 12.5g/ml00g x 1000ml/L

% 농도 → 몰랄 농도 농도가 a%인 용액의 몰랄 농도는?(단, 용질의 화학식량은 Mw) 1단계 : 용매의 질량(Kg) = 용액의 질량(g)-용질의 질량(g)/1000 = (100-a)/1000 용질의 몰수(mol) = 용질의 질량/용질의 화학식량 = a/Mw 2단계 : 몰랄 농도 몰랄 농도(m) = 용질의 몰수(mol)/용매의 질량(Kg) = 1000a/(100-a)Mw (100-a)/1000 : a/Mw = 1kg : x x = 1000a/(100-a)Mw a% : 용액 100g 속에 용질 ag이 녹아있는 용액 xm : 용매 1Kg 속에 용질 x mol이 녹아있는 용액 Q. 20% NaOH 수용액의 몰랄농도(m)는? (단, NaOH의 화학식량 : 40) 20% NaOH 수용액 : NaOH 수용액 100g 중에 20g의 NaOH이 녹아있는 용액 NaOH 수용액 x m : 물 1Kg 중에 NaOH이 x mol이 녹아있는 용액 용매의 질량(Kg) = (100g – 20g) / 1000g/Kg = 0.08Kg 용질의 몰수(mol) = 20g / 40g/mol = 0.5mol 몰랄농도(m) = 0.5mol / 0.08Kg = 6.25m

몰 농도 → 몰랄 농도 몰 농도가 bM인 용액의 몰랄 농도는? (단, 용질 화학식량 Mw, 밀도 dg/mL) 1단계 : 용액의 질량(g) = 용액의 밀도 x 용액의 부피 = d x 1000 = 1000d (1L = 1000mL) 용질의 질량(g) = 용질의 몰수 x 용질의 화학식량 = b x Mw = bMw 용질의 몰수(mol) = 용질의 질량(g)/용질의 화학식량 = bMw/Mw = b 용매의 질량(Kg) = [용액의 질량(g) – 용질의 질량(g)]/1000 (1Kg = 1000g) = (1000d – bMw)/1000 2단계 : 몰랄 농도 몰랄 농도(m) = 용질의 몰수(mol)/용매의 질량(Kg) = b/[(1000d-bMw)/1000] = 1000b/1000d-bMw bM : 용액 1L 속에 용질 ag이 녹아있는 용액 xm : 용매 1Kg 속에 용질 x mol이 녹아있는 용액 Q. 3M NaOH 수용액의 몰랄농도(m)는? (단, NaOH의 화학식량 : 40, NaOH 수용액의 밀도 1.2g/ml) 3M NaOH 수용액 : NaOH 수용액 1L 중에 NaOH 3mole이 녹아있는 용액 NaOH 수용액 x m : 물 1Kg 중에 NaOH x mol이 녹아있는 용액 용액의 질량(g) = 1.2g/ml x 1000ml = 1200g 용질의 질량(g) = 3mol x 40g/mol = 120g 용매의 질량(kg) = (1200g – 120g) / 1000g/Kg = 1.08Kg 몰랄농도(m) = 3 / 1.08Kgl ≒ 2.8m

몰 분율 균일한 혼합물에서 전체 성분의 몰수 중 어떤 성분의 몰수 비 용매와 용질의 혼합 용액에서 용매와 용질의 몰 분율은? 특정 성분의 몰수(mol) 몰 분율(x) = 용액을 이루는 전채 성분의 몰수(mol) 용매와 용질의 혼합 용액에서 용매와 용질의 몰 분율은? xS = nS / (nS+ns), xs = ns / (nS+ns) x : 몰 분율 n : 몰수 S : 용매(solvents) s : 용질(solutes)

묽은 용액의 성질과 콜로이드 용액 용액의 증기압력 내림 증기압력 내림 (∆P) 일정한 온도에서 비휘발성 용질이 녹아있는 용액의 증기압력이 순수한 용매의 증기압력보다 낮아지는 현상 ∆P = P용매-P용액(P용매 : 용매의 증기압력, P용액 : 용액의 증기압력) 비휘발성 용질이 녹아있는 용액에서 증발이 잘 일어나지 않는 이유 용질 입자가 용액 표면의 일부를 차지하므로 증발 가능한 용매 입자의 수 감소 용매 입자와 용질 입자간의 인력 작용하므로 용매 입자 증발 곤란 증기압력이란 : 평형상태에서 증기가 나타내는 압력으로, 액체의 종류마다 다르며, 같은 종류의 경우에는 온도가 높을수록 크다. 증기압력이 크다 = 휘발성이 크다 = 증발이 잘 일어난다 = 끓는점이 낮다

라울의 법칙 비휘발성, 비전해질 용질이 녹아있는 묽은 용액의 ∆P 은 용질의 몰 분율에, 용액의 몰랄 농도(m)에 비례 ∆P = X용질 x P용액 (X용질 : 용질의 몰 분율, P용액 : 용액의 증기압력) X 용질 = n 용질 /(n 용매+n 용질) ∆P = Kvp x m (Kvp : 몰랄 증기압력 내림 상수, m : 몰랄 농도) 이상 용액 모든 농도에서 라울의 법칙을 만족시키는 가상적인 용액 실제 용액은 묽을수록 이상 용액에 가깝게 행동한다. (진한 용액은 라울의 법칙을 따르지 못함) 전해질과 비전해질이란 : 전해질 : 고체상태에서는 전류가 흐르지 않지만 물에 녹아서 전류가 흐르는 물질 물에 녹으면 이온화 한다. 비전해질 : 고체상태뿐만 아니라 물에 녹아서도 전류가 흐르지 않는 물질

끓는 점 오름과 어는 점 내림 끓는 점 오름과 어는 점 내림 정도 끓는 점 오름(∆Tb) : 용액의 끓는 점(Tb’)과 용매의 끓는 점(Tb) 차이 ∆Tb = Tb’ – Tb, Tb’ = Tb + ∆Tb 어는 점 내림(∆Tf) : 용액의 끓는 점(Tf’)과 용매의 끓는 점(Tf) 차이 ∆Tf = Tf’ – Tf, Tf’ = Tf + ∆Tf 끓는 점 : 액체의 증기압력이 대기압력과 같아지는 온도 용액과 용매와의 비교 : 용액은 용매보다 증기압력은 낮고, 끓는 점은↑, 어는 점은 ↓ 어는점 내림과 자연현상 추운 겨울에 강물은 얼어도 바닷물은 얼지 않는다, 눈이 내렸을 때 도로에 염화칼슌 살포로 결빙 방지 자동차의 냉각수에 부동액 첨가로 겨울철에도 냉각수가 얼지 않는다. 추운 겨울에 물독은 얼어도 간장독은 안전 영하의 날씨에 콩크리트를 치려면 소금을 첨가한다.

용액의 끓는 점 오름과 어는 점 내림 정도 용질이 비전해질인 용액 비휘발성 용질이 녹아 있는 용액의 끓는 점 오름과 어는 점 내림은 용질의 종류와는 관계가 없고, 몰랄 농도와 용매의 종류에 따라 상이 용질이 비전해질인 용액 용액의 끓는 점 오름과 어는 점 내림은 몰랄 농도(m)에 비례 끓는 점 오름과 어는 점 몰끓는 점 오름 어는 점 내림 ∆Tb = mKb(Kb : 몰랄 오름상수) ∆Tf = mKf (Kf : 몰랄 내림상수) Kb : 농도 1m 용액의 끓는 점 오름값 Kf : 농도 1m 용액의 어는 점 내림값 용매의 종류 끓는점(℃) Kb (℃/m) 어는점(℃) Kf (℃/m) 물 100 0.52 1.86 에탄올 78 1.22 -114 1.99 벤젠 80 2.53 5.5 5.12 클로로포름 60 3.63 -63.5 4.68

비전해질 용액보다 끓는 점 오름과 어는 점 내림이 크다 끓는 점 오름과 어는 점 내림은 일정량의 용액 속에 녹아있는 용질이 전해질인 용액 전해질의 이온화로 생긴 용질의 입자수 증가로 비전해질 용액보다 끓는 점 오름과 어는 점 내림이 크다 끓는 점 오름과 어는 점 내림은 일정량의 용액 속에 녹아있는 용질 입자 수에 의하여 영향을 받음 비전해질 용액과 전해질 용액의 끓는점 오름과 어는점 내림 용액 몰랄 농도(m) 용질입자의 총 몰수 끓는점 오름 (℃) 끓는점 (℃) 어는점 내림 (℃) 어는점 (℃) 용매 용질 물 1 Kg 설탕 1몰 1 1 0.52ⅹ1=0.52 100.52 1.86ⅹ1=1.86 -1.86 설탕 2몰 2 2 0.52ⅹ2=1.04 101.04 1.86ⅹ2=3.72 -3.72 NaCl 1몰 1 1ⅹ2=2 0.52ⅹ2=1.04 101.04 1.86ⅹ2=3.72 -3.72 CaCl2 1몰 1 1ⅹ3=3 0.52ⅹ3=1.56 101.56 1.86ⅹ3=5.58 -5.58

끓는 점 오름과 어는 점 내림의 응용 용액의 끓는점과 어는점 산출 용매의 끓는점(Tb’) 용액의 어는점(Tf’) Tb’ = Tb + ∆Tb = Tb + mKb Tb : 용매의 끓는점 ∆Tb : 용액의 끓는점 오름 값 Tf’ = Tf + ∆Tf = Tf - mKf Tf : 용매의 어는점 ∆Tf : 용액의 어는점 내림 값 Q. 물 500g에 포도당 45g을 수용액의 끓는점과 어는점은? 단, 포도당의 분자량 : 180, 물의 몰랄 오름상수 Kb : 0.52℃/m, 물의 몰랄 내림상수 Kf : 1.86℃/m 포도당 45g의 몰수 = 질량 / 화학식량 = 45g/ 180g/mol = 0.25mol 포도당 수용액의 몰랄농도(m) = 0.25mol / 0.5Kg = 0.5m 용액의 끓는점(Tb’) = Tb + Kbⅹm = 100℃+ 0.52℃/m 0.5m = 100.26℃ 용액의 어는점(Tf’) = Tf + Kfⅹm = 0℃- 1.86℃/m 0.5m = -0.93℃

비전해질 용질의 분자량 산출 용매Wg에 분자량이 M인 비전해질 용질 wg이 녹아 있는 용액에서 용질의 분자량 M의 산출 용액의 모랄 농도(m) = 용질의 몰수(mol)/용매의 질량(Kg) = (w/M)/(W/1000) = 1000w/MW 끓는점 오름을 이용 분자량 산출 ∆Tb = mKb = 1000w/MW x Kb M = 1000wKb/ ∆Tb x W 어는점 내림을 이용 분자량 산출 ∆Tf = mKf = 1000w/MW x Kf M = 1000wKf/ ∆Tf x W Q. 물 100g에 비휘발성, 비전해질 물질 80g을 녹인 수용액의 끓는점이 100.26 ℃ 인 물질의 분자량은? 단, 물의 Kb : 0.52 위의 식 M = 1000wKb/ ∆Tb x W = 1000 ⅹ 80g ⅹ0.52 / 0.26 ℃ (100.26-100)ⅹ100g = 1600

삼투압 삼투현상 삼투압 반투막 삼투현상 물과 같이 크기가 작은 용매 입자는 통과 시키지만, 높은 농도 낮은 농도 낮은 농도 높은 농도 반투막 물과 같이 크기가 작은 용매 입자는 통과 시키지만, 용질과 같이 큰 입자는 통과시키지 않는 막 삼투현상 ? 반투막을 사이에 두고 농도가 다른 용액(동일 용매)에 있어서, 농도가 묽은 용액의 용매가 농도가 진한 용매쪽으로 이동하는 현상 삼투압 반투막을 사이에 둔 U자 관에 용매와 용액 또는 농도가 다른 용액을 넣으면 높이의 차이가 생기는데, 이때 양쪽 수면의 높이가 같아지도록 하기 위하여 가하는 압력 삼투압은 용매나 용질의 종류에 관계없이 용질의 입자 수에 의하여 영향

반트 호프의 법칙(van’t Hoff’s Law) 비휘발성, 비전해질 용질이 녹아있는 묽은 용액의 삼투압은 용액의 몰 농도와 절대온도에 비례  = CRT ∵C = 이므로  = RT  V = nRT ( : 삼투압, C : 몰 농도, R : 기체상수(0.082atm•L/molK, T : 절대온도 ) n V n V 용질이 전해질인 용액의 삼투압 전해질의 이온화로 생긴 용질 입자 수의 증가로 같은 농도의 비전해질 용액보다 삼투압이 크다

반트 호프의 법칙을 이용한 분자량 측정  V = nRT =  V 질량wg인 용질의 분자량이 M이라고 할 때, 몰수 (n )는 w/M이므로 반트 호프 법칙을 다음과 같이 나타낼 수 있다 wRT wRT  V = nRT = M = M  V [Ex] 27℃에서 비휘발성, 비전해질인 용질 5.0g을 물에 녹여 0.1L의 수용액을 만들었다. 이 수용액의 삼투압이 2.46 x 10ㅡ3 atm 일 때 이 용질의 분자량은? (단, 기체상수 R =0. 082atm • L/mol •K) Van’t Hoff’s Law M= wRT / V = 5.0g x 0.082atm • L/mol •K x (27 + 273)K M = = = 500000 2.46 x 10ㅡ3 atm x 0.1 L

콜로이드 용액 참용액과 콜로이드 용액 콜로이드의 종류 참용액 콜로이드용액 ? 지름 1nm 이하 1-100nm 액성 용액 분산액 특성 거름종이 통과 반투막 통과 거름종이 통과 반투막 불통과 콜로이드의 종류 ? 종 류 정 의 예 졸(sol) 액체 상태 비눗물, 우유, 잉크, 혈액 겔(gel) 유동성이 거의 없는 반고체 상태 두부, 한천, 젤리, 묵 에어로졸(aerosol) 분산매가 기체인 콜로이드 스프레이, 안개, 스모그, 연기

콜로이드의 성질 입자의 크기 때문에 나타나는 현상 전하를 띠기 때문에 나타나는 현상 틴들 현상 : 빛을 비추었을 때 빛의 진로가 보이는 현상 콜로이드 입자 광 산란에 의함 브라운 운동 : 콜로이드 입자가 불규칙하게 충 돌 투석 : 콜로이드 입자 정제 [Ex] 혈액 투석 전하를 띠기 때문에 나타나는 현상 전기 이동 : 콜로이드 입자의 하전 [Ex] 코트렐 집진기 엉김과 염석 : 콜로이드가 전해질에 의한 침전되는 현상 코트렐 집진기 : 강한 전기장 속으로 매연을 지나게 하면, 전하를 띤 매연 입자들이 전극 쪽으로 이동하여 달라붙으므로 매연을 제거 엉김 : 소량의 전해질을 가했을 때 침전이 생기는 현상 [Ex] 흙탕물 정수용으로 백반 사용 유리창의 얼룩 제거에 신문지 사용(인쇄용 잉크 콜리이드와 얼룩이 잘 엉킴) 염석 : 다량의 전해질을 가했을 때 침전이 생기는 현상 [Ex] 두부를 만들 때 간수 사용

물질의 구조 원자 구조와 주기율 화학 결합

원자 구조와 주기율 원자의 구성 입자 원자 모형과 전자 배치 주기율과 주기적 성질

원자의 구성입자 원자는 “+”전하를 띠는 원자핵이 중심에 있고’ 그 주변에 “-”전하를 띠는 전자로 구성 전 자 원자는 “+”전하를 띠는 원자핵이 중심에 있고’ 그 주변에 “-”전하를 띠는 전자로 구성 - 원자핵에는 양성자와 중성자로 구성 양성자 중성자 원자핵 현재에는 양성자, 중성자, 전자 입자가 물질의 최소 입자가 아니고, 소립자라는 더 작은 물질로 구성되어 있음이 밝혀짐 지금까지 알려진 소립자 : 쿼크(Quark)와 렙톤(Lepton) Quark : Up(u), Down(d), Strange(s), Charm(c), Bottom(b), Top(t) quark Lepton : 전자, 전자 중성미자, 뮤입자, 뮤 중성미자, 타우입자, 타우 중성미자

원자를 구성하는 입자의 성질 1. 질량 : 양성자 + 중성자 + 전자 ? 양성자와 중성자의 질량은 비슷하며, 전자의 질량은 이들에 비해 무시할 정도로 작다. 양성자와 중성자로 구성된 원자핵의 질량을 그 원자의 질량으로 함 ※ 원자핵은 핵 내의 양성자 때문에 (+)전하를 띤다. ? 2. 전하량 : 양성자(+) = 전자(-) 단, 양성자와 전자의 부호는 반대 원자에서 양성자와 전자의 수가 같으므로 원자는 전기적으로 중성 ※ 원자뿐만 아니라 자연계에 존재하는 모든 물질은 중성이다. (+)전하를 띠는 양이온은 자연계에서 혼자 존재할 수 없으며 항상 중성이 되도록 음이온과 같이 존재 ?

양성자 중성자 전 자 Quark u,d,s,c,b,t Lepton e,e, , p, , ,  전 자 질량(g) 상대적 질량 전하량(C) 표준전하 위 치 1.67261 x 10-24 1 +1.6022 x 10-19 +1 원자핵 1.67492 x 10-24 1 원자핵 9.109558 x 10-28 0.000544 -1.6022 x 10-19 -1 원자핵 외각 소립자 Quark u,d,s,c,b,t Lepton e,e, , p, , ,  원자의 질량 : 양성자와 중성자의 질량은 비슷, 전자의 질량은 무시할 정도로 작다. 양성자와 중성자로 구성된 원자핵의 질량이 원자 질량의 대부분 차지 – 원자핵은 양성자 때문에 “+” 전하를 띤다. 전하량 : 양성자와 전자의 전하량은 크기는 같고 부호는 반대 원자에서 양성자와 전자의 수는 같으므로 원자는 전기적으로 중성

원자 번호와 질량수 1. 원자 번호 : 원자핵 속에 들어 있는 양성자의 수 2. 질량수 ? 원자번호 = 양성자수 = (중성원자의) 전자수 [Ex] 원자핵의 전하량이 +1.6 x 10-18C 인 원소 X의 원자번호는? 원자번호 = 양성자수 = = 10 [양성자 1개의 전하량 : 1.6 x 10-19C ] +1.6 x 10-18C +1.6 x 10-19C 2. 질량수 ? 질량수 = 양성자수 + 중성자수

X Na 원자의 표시 A A B B 23 11 원소기호 : Na 원자번호 : 11(양성자수 = 전자수) 질 량 수 : 23 질 량 수 : 23 중성자수 : 12(23-11) 질량수 = 양성자수 + 중성자수 중성자수 = 질량수 - 양성자수

동위원소 ? 양성자수(원자번호)는 같으나, 중성자수가 달라 질량수가 다른 원소 양성자수 : 1 중성자수 수 소 : 0 중 수 소 : 1 삼중수소 : 2 + + + 수소 H 1 중수소 H 2 삼중수소 H 3 1 1 1 동위원소는 전자수가 같으므로 화학적 성질은 같고 물리적 성질은 다르다 동위원소의 원자량 : 동위원소의 자연 존재 비의 평균 [Ex] 산소의 원자량 질량수가 16, 17, 18인 산소(O) 동위원소의 자연 존재 비는 각각 99.762, 0.038, 0.200 % 산소의 원자량 = 16 ⅹ 0.99762 + 17 ⅹ 0.0038 + 18 ⅹ 0.02 = 15.999

H(H) O H(D) O H(T) O C Cl C Cl 동위원소의 예 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 동위원소의 예 원소 동위원소 자연 존재비(%) 원자량 원소 동위원소 자연 존재비(%) 원자량 수소 H(H) 1 99.985 1.008 산소 O 16 99.762 15.999 1 8 2 H(D) 0.015 O 17 0.038 1 8 H(T) 3 - O 18 0.200 1 8 탄소 C 12 98.90 12.011 염소 Cl 35 75.77 35.453 6 17 C 13 1.10 Cl 37 24.23 6 17 ※ H:Hydrogen, D:Duterium T:Tritum

원자모형과 전자 배치 원자모형의 변천 돌턴모형 – 단단한 공 모형 원자는 더 이상 쪼갤 수 없는 단단한 공과 같은 모형 톱슨모형 – 푸딩 모형 (+)전하가 골고루 분포되어 있는 공 속에 (-)전하를 띠는 전자가 여기저기 박혀 있는 모형 러더퍼드모형 - 행성 모형 (+)전하를 띠는 원자핵이 중심에 있고, 그 주위를 (-)전하를 띠는 전자가 돌고 있는 모형 보어모형 – 궤도 모형 전자가 원자핵 주위의 일정한 궤도를 따라 운동하고 있는 모형 현대적 모형 – 전자구름 모형 전자가 원자핵 주위에 구름처럼 퍼져있는 모형

K(n =1), L(n =2), M(n =3), N(n =4) --- Bohr의 원자 모형과 전자 배치 전자는 핵 주위의 특정한 에너지 준위의 궤도(전자껍질)에서만 원운동 전자껍질의 종류 원자핵에서 가까운 껍질부터 K(n =1), L(n =2), M(n =3), N(n =4) --- [n : 주양자수를 말함] N(n=4) M(n=3) L(n=2) K(n=1) ? 각 전자껍질은 특정한 에너지 준위를 가짐 En = kJ / mol (n =1,2,3,---) K(n = 1) : E1-1312kJ/mol(-1312/1) L(n = 2) : E2 -328kJ/mol(-1312/4) M(n = 3) : E3 -145.8kJ/mol(-1312/9) N(n = 4) : E4 -83kJ/mol(-1312k/16) -1312 n2

전자가 에너지 전위가 다른 전자껍질로 전이할 때에는 두 전자껍질의 에너지 차이만큼의 에너지를 흡수하거나 방출 E = E(나중궤도) -E(처음궤도) 낮은 에너지 준위에서 높은 에너지 준위로 전이 : 에너지 흡수 높은 에너지 준위에서 낮은 에너지 준위로 전이 : 에너지 방출(빛의 형태) 에너지가 낮은 전자껍질로 전이할 때 방출하는 빛 에너지는 진동수에 비례, 파장에 반비례 E = h  = hc/ h : 플라크 상수, 6.63x10-34j•s : 진동수, c : 빛의 속도,  : 파장 빛에너지, 진동수, 파장간의 관계 : 빛에너지가 클수혹 진동수는 크고, 파장은 짧다

전자가 전이할 때 방출, 흡수하는 에너지 n= 에 너 지 준 위 N(n=4) M(n=3) L(n=2) K(n=1) A B C D A : E = E(2) - E(1) = - 328 - (- 1312) = 984(984kJ/mol의 에너지 흡수) B : E = E(1) - E(2) = - 1312 - (- 328) = -984(984kJ/mol의 에너지 방출) C : E = E(1) - E(3) = - 1312 - (- 145.8) = -1166.2(1166.2kJ/mol의 에너지 방출) D : E = E( - E(1) = 이온화 에너지 만큼 에너지 흡수 (전자가 떨어져 나와 이온화되는 것과 같음)

각 전자의 껍질에는 최대 2n2개의 전자가 채워진다 Bohr모형을 이용한 전자 배치 에너지 준위가 낮은 전자부터 차례로 채워진다 전자껍질의 에너지 준위 : K  L  M  N • • • • 각 전자의 껍질에는 최대 2n2개의 전자가 채워진다 전자껍질(주양자수) K(n=1) L(n=2) M(n=3) N(n=4) 최대 수용 전자수(2n2) 2 8 18 32 가장 바깥 전자껍질에 배치되는 전자수는 8개를 초과할 수 없다 18Ar : K(2)L(8)M(8), 19K : K(2) L(8) M(8) N(1) 원자가 전자 : 원자의 가장 바깥 전자껍질에 배치되어 있는 전자 원자가 전자 수가 같은 원소들은 화학적 성질이 비슷

전자껍질에 의한 전자 배치 원소 K L M N 원소 K L M N 원소 K L M N 1H 1 8O 2 6 15P 2 8 5 2He 2 9F 2 7 16S 2 8 6 3Li 2 1 10Ne 2 8 17Cl 2 8 7 4Be 2 2 11Na 2 8 1 18Ar 2 8 8 5B 2 3 12Mg 2 8 2 19K 2 8 8 1 6C 2 4 13Al 2 8 3 20Ca 2 8 8 2 7N 2 5 14Si 2 8 4 원자가 전자 수가 같은 원소들은 화학적 성질이 비슷 [H, Li, Na, K] [O, S] [F, Cl] Ne, Ar] : 화학적 성질 비슷

원자가 전자 원자의 가장 바깥 껍질에 배치되는 전자로 원자의 화학적 성질을 결정 원소 원자번호 전 자 배 치 원자가전자수 K ? 원자의 가장 바깥 껍질에 배치되는 전자로 원자의 화학적 성질을 결정 원소 원자번호 전 자 배 치 원자가전자수 K L M N Li 3 1s2 2s1 1개 O 8 1s2 2s22p4 6개 K 19 1s2 2s22p6 3s23p6 4s1 1개 Li과 K는 원자가전자수가 같아 화학적 성질이 비슷함 원자가 전자(화학결합에 관여) ≠ 최외각 전자(가장 바깥 껍질에 있는 전자) Ex. 비활성기체의 최외각 전자수 : 8, 원자가 전자수 : 0

현대적 원자 모형과 전자 배치 Orbital Bohr의 수소원자 모형 오비탈(orbital)개념 도입 새로운 전자의 존재확률 분포를 나타내는 것 일정한 에너지의 전자가 원자핵 주위에 존재할 확률을 나타내는 함수 전자를 발견할 확률이 높은 공간의 모든 모양 또는 전자가 핵 주위에서 어떤 공간을 돌아다니는가를 나타내는 함수 Orbital Bohr의 수소원자 모형 전자는 구형의 공간 안에서 발견할 확률이 높으며, 색이 진한 부분일수록 전자를 발견할 확률이 높다 0.053nm 0.053nm

Orbital을 나타내는 방법 z z y y x x 전자가 발견될 확률이 90% 이상인 공간을 나타낸 1s orbital 전자가 발견될 확률을 점의 밀도로 나타낸 1s orbital

Orbital의 종류 s Orbital Orbital의 모양- 전자가 발견될 확률이 높은 공간의 모양에 따라 분류 s(sharp), p(principal), d(diffuse), f(fundamental), 등의 기호로 표현 s Orbital 모양 : 구형 특성 : 전자가 존재할 확률은 핵으로부터의 거리에 의존, 방향성 없음 핵에서 먼 껍질에 있는 s orbital일수록 크기가 커짐 n =1 n =2 n =3 [1s] K 껍질에 존재하는 orbital [2s] L 껍질에 존재하는 orbital [3s] M 껍질에 존재하는 orbital 흰색부분은 전자를 발견할 확률이 “0” – 전자가 존재할 수 없는 곳

p Orbital [px] [py] [pz] z x y 모양 : 아령형, px, py,pz orbital 존재 특성 : 핵으로부터 방향에 따라 전자가 발견될 확률이 상이, 방향성 있음 K 껍질에서는 존재하지 않고, L껍질 이상에서 존재 z x y [px] [py] [pz] y축, z축에 존재할 확률은 “0” x축, z축에 존재할 확률은 “0” x축, y축에 존재할 확률은 “0”

주양자수가 n 인 전자껍질에는 n종류의 orbital 존재 S : 1개, p : 3개, d : 5개, d : 7개 orbital 전자껍질에 따른 orbital의 종류 및 수 전자껍질 K L M N 주양자수(n) 1 2 3 4 Orbital 종류 1s 1 2s 2p 1 3 3s 3p 3d 1 3 5 4s 4p 4d 4f 1 3 5 7 Orbital 수(n2) 1 4 9 16 최대 수용 전자수(2n2) 2 8 18 32

n p Orbital과 전자의 표시 그림으로 나타내는 방법 기호로 나타내는 방법 a b n : 주양자수 • • • • ↑↓ ↑ ↑ 스핀 양자수를 나타내기 위한 수단 기호로 나타내는 방법 n p a n : 주양자수 p : Orbital의 종류(s, p, d, f) a : Orbital에 들어있는 전자수 b : Orbital의 공간 배향(x, y, z) b

양자수의 종류 ? 주양자수(principal quantum number, n) Orbital의 에너지와 크기를 결정하는 양자수로, Bohr의 원자 모형에서 전자껍질과 같다 n 은 1,2,3,… 등의 정수 값을 가지며 1s, 2p 등의 표시에서 앞의 숫자는 주양자수로, n 의 값이 클수록 에너지와 orbital의 크기가 커진다 방위양자수(angular momentum quantum number, l) Orbital의 모양을 결정하는 양자수로, 부양자수라고도 한다 방위양자수ㅣ은 주양자수 n에 의해 결정되는데, 주양자수가 n인 orbital은 방위양자수 ㅣ = 0,1,2,… (n-1)까지 가질 수 있다. l 이 0인 경우가 s-orbital, l 이 1인 경우가 p-orbital, 2인 경우가 d-orbital이다. 즉 n = 3인 M껍질에는 l 의 값이 0, 1, 2가 허용되므로 s, p, d-orbital이 존재한다 전자껍질(주양자수) K(n = 1) L(n = 2) M(n = 3) 방위양자수(l) 0 1 0 1 3 Orbital 1s 2s 2p 3s 3p 3d

자기양자수(magnetic quantum number, mㅣ) Orbital의 방향을 결정하는 양자수로, ㅡl 부터 l 까지의 정수값을 가진다 즉, l 이 1인 p-orbital의 자기양자수 ml = ㅡ1, 0, 1인데, p-orbital에 px, py pz의 세 종류가 있는 것은 이 때문이다 스핀양자수(spin quantum number, ms) Orbital에 들어 있는 전자의 회전방향을 결정하는 양자수 전자는 시계방향으로 회전하는 것과 반 시계방향으로 회전하는 두 종류가 있는데, 이 회전방향을 나타내기 위한 것이 스핀양자수이다 스핀양자수는 orbital에 관계없이 +1/2, ㅡ1/2의 두 종류 값을 갖는다 Orbital 한 개에 최대 2개의 전자가 들어갈 수 있는 것은 스핀양자수가 2종류의 값만 가질 수 있기 때문이다. 즉, 2px로 나타내어지는 orbital에서 2는 주양자수, p는 방위양자수, x는 자기양자수에 해당하며, 이 orbital 안에는 회전방향이 다른 2개의 전자가 들어갈 수 있다. 양자수와 에너지 같은 전자껍질에서 orbital의 에너지 준위는 ns〈np〈nd 이고, 다전자 원자의 경우 orbital의 에너지 준위는 (n+l) 값이 커질수록 커진다. 3d의 (n+l) 은 3+2=5이고 4s의 (n+l) 은 4+0=4 이므로 4s의 에너지 준위가 더 낮아 3d에 전자가 먼저 채워지는 것이다.

수소원자의 에너지 준위는 주양자수에 의해서만 결정 주양자수뿐만 아니라 orbital 종류에 의해서 결정 주 양자수가 같으면 에너지 준위는 같다 수소원자의 에너지 준위 수소원자의 에너지 준위는 주양자수에 의해서만 결정 수소원자에는 전자가 1개뿐임 1s ‹ 2s = 2p ‹ 3s = 3p = 3d ‹ 4s = 4p = 4d = 4f ‹ • • • • 다전자 원자의 에너지 준위 주양자수뿐만 아니라 orbital 종류에 의해서 결정 전자간의 반발 등 여러 가지 요인이 작용 1s ‹ 2s ‹ 2p ‹ 3s ‹ 3p ‹ 4s ‹ 3d ‹ 4p ‹ 5s ‹ • • • •

수소 원자와 다전자 원자의 에너지 준위 n n 4p 4s 4p 4f 3d 4s 4 4 3p 3s 3p 3d 에 너 지 에 너 2 2 1s 1s 1 1 수소 원자 다전자 원자 주양자수가 같으면 s→p→d→f로 갈수록 에너지가 높아진다 Orbital의 종류가 같으면 주양자수가 큭수록 에너지가 높다

쌓음의 원리 : 에너지가 낮은 orbital부터 차례로 채워짐 ? 쌓음의 원리 : 에너지가 낮은 orbital부터 차례로 채워짐 6s 에 너 지 전 위 5p N(n=4) 5s 4d 4p 4s 3d M(n=3) 3p 3s 2p L(n=2) 2s K(n=1) 1s 화살표 방향으로 전자가 차례대로 채워진다

Pauli의 배타원리 : 1개의 orbital에는 최대 2개의 전자만 들어감 • • • 1s22s1 5B • • • • • 1s22s22p1 ? 훈트의 규칙 : 에너지 준위가 같은 orbital에 홀전자 배치 1s2 2s2 2px2 2py 2pz 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz 6C • • • • • • • • • • • • 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1 7N • • • • • • • • • • • • • • 전자들이 같은 orbital에 들어가면 전자들 사이에 반발력이 크기 때문에 불안정하게 됨 -Bus 좌석

바닥 상태와 들뜬 상태의 전자 배치 바닥 상태의 전자 배치 : 에너지가 가장 낮은 안정한 상태의 전자 배치 들뜬 상태의 전자 배치 : 원자가 에너지를 흡수하여 전자가 높은 에너지 준위의 orbital로 전이된 전자 배치 들뜬 상태 → 바닥 상태 : 빛(에너지)을 방출 7N의 바닥 상태와 들뜬 사태의 전자배치 바닥 상태 들뜬 상태 1s22s22px12py12pz1 1s22s22px22py1 1s22s22px1py13s1 1s22s12px22py12pz1

이온(Ion)의 전자 배치 원자가 이온으로 될 때는 최 외각 전자껍질에 8개의 전자 배치 양이온의 전자 배치 : 최 외각 전자껍질에 있는 전자를 잃음 원자 전자 배치 양이온 전자 배치 3Li 1s22s1 3Li+ 1s2 He 전자배치 12Mg 1s22s22p63s2 12Mg++ 1s22s22p6 Ne 전자배치 26Fe 1s22s22p63s23p64s23d6 26Fe++ 1s22s22p63s23p63d6 음이온의 전자 배치 : 에너지 준위가 가장 낮은 orbital에 전자가 채워짐 원자 전자 배치 음이온 전자 배치 8O 1s22s22p4 8O2 - 1s22s22p6 Ne 전자배치 17Cl 1s22s22p63s23p5 17Cl- 1s22s22p63s23p6 Ar 전자배치

주기율과 주기적 성질 주기율과 주기율표 원소의 분류 원소의 주기적 성질

주기율과 주기율표 주기율 원소들을 원자번호순으로 배열할 때 비슷한 성질의 원소가 일정한 간격을 두고 주기적으로 나타나는 성질 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 8번째 8번째 8번째 8번째

원소의 주기율표 족 비금속원소 전형금속원소 전이금속원소 1 원자번호 18 He 주기 1 H 원자번호 X 기체(상온) He 2 13 14 15 16 17 X 액체(상온) 2 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 9 O 9 F 10 Ne X 고체(상온) 3 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 4 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 5 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 6 55 Cs 56 Ba 57 La 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 95 At 86 Rn 7 87 Fr 88 Ra 89 Ac 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 란 탄 족 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu 악티늄족 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr

주기율표 주기율을 바탕으로 원소들을 원자번호 순으로 배열하여 비슷한 성질을 갖는 원소가 같은 새로 줄(주기)에 오게 배열한 표 족 : 주기율표의 세로줄 : 1- 18족으로 분류 같은 족 원소 : 원자가전자수가 같아 비슷한 화학적 성질을 가짐 원자번호에 따라 물리적 성질이 규칙적으로 변화 화학적 성질 : 반응특성, 산성, 염기성 등 물리적 성질 : 녹는점, 밀도 등 족 1 2 13 14 15 16 17 18 원자가 전자수 1 3 3 4 5 6 7

원자번호에 따라 물리적, 화학적 성질이 규칙적으로 변화 원자번호가 증가함에 따라 원자가 전자의 수가 주기적으로 변하기 때문 주기 : 주기율표의 가로줄 : 1- 7주기로 분류 같은 주기 원소 : 전자껍질수가 같음 원자번호에 따라 물리적, 화학적 성질이 규칙적으로 변화 주기율이 나타나는 이유 원자번호가 증가함에 따라 원자가 전자의 수가 주기적으로 변하기 때문 같은 족의 원소 7 o F o Cl 원 자 가 전 6 o O o S 같은 주기의 원소 5 o N o P 4 o C o Si 3 o B o Al 2 o Be o Mg o Ca 1 o o Li o Na o K o o o 1 He 3 5 7 9 Ne 11 13 15 17 Ar 19 21 원자번호 H

최 외각 전자가 s 나 p orbital에 채워짐 원소의 분류 전형 원소와 전이 원소 전형 원소 : 1족, 2족, 12 – 18족 원소 최 외각 전자가 s 나 p orbital에 채워짐 원자가전자수는 족 번호의 끝자리 수와 동일 ? 1족 원소 13족 원소 17족 원소 전자 배치 Li:1s22s1 B : 1s22s22p1 F : 1s22s22p5 Na:1s22s22p63s1 Al:1s22s22p63s23p1 Cl:1s22s22p63s23p5 원자가전자수(개) 1 3 7 전형 원소 : 원자번호에 따라 성질이 규칙적으로 변하기 때문에 주기적 성질을 잘 보여준다

d orbital이나 f orbital에 전자가 부분적으로 채워져 있는 원소 전이 원소 : 3 – 11족 원소 d orbital이나 f orbital에 전자가 부분적으로 채워져 있는 원소 [Ex] 21Sc : 1s22s22p63s23p64s23d1 26Fe : 1s22s22p63s23p64s23d6 족에 관계없이 원자가전자수가 1-2개로 비슷한 화학적 성질을 가짐 에너지 준위가 낮은 s orbital에 전자가 먼저 채워진 다음에 d orbital에 전자가 부분적으로 채워지기 때문 에너지 준위 : 3p 〈 4s 〈 3d 〈 4p 〈 5s 〈 4d 〈 5p 〈• • • 전이 원소 : 주기율표의 왼쪽에 있는 전형원소에서 오른쪽에 있는 전형원소로 넘어가는 과정의 중간에 있는 원소로, 대부분 밀도가 큰 중금속으로 성질이 복잡하게 나타난다.

전형원소와 전이원소의 구분 전형 원소와 전이 원소의 성질 전형 원소 : 원자번호에 따라 여러 가지 성질들이 규칙적으로 변하는 주기적인 성질을 잘 나타냄 [Ex] Na → Na+ 한 종류 생성 → Na 산화물은 Na2O 생성 수용액(이온) : 무색 전이 원소 : 족에 관계없이, 즉 원자번호에 관계없이 비슷한 성질을 가지며, 전형 원소와는 달리 복잡한 성질을 가진다. [Ex] Cu → Cu+, Cu++ 두 종류 생성 → Cu 산화물은 Cu2O, CuO 생성 수용액(이온) : 다양한 색갈 d orbital이나 f orbital의 특성 때문에 복잡한 구조의 화합물 생성 전형원소와 전이원소의 구분 전형 원소 전형원소 전이원소

비금속 원소 : 전자를 얻어 음이온이 되기 쉬움(18족 원소 제외) ? 금속 원소와 비금속 원소 금속 원소 : 전자를 잃고 양이온이 되기 쉬움 비금속 원소 : 전자를 얻어 음이온이 되기 쉬움(18족 원소 제외) 금속 원소와 비금속 원소의 특성 금속 원소 비금속 원소 이 온 양이온이 되기 쉬움 음이온이 되기 쉬움 산화물의 상태 수용액은 염기성 [Ex] Na2O는 물에 녹아 NaOH 생성 수용액은 산성 [Ex] NO2는 물에 녹아 HNO3 생성 상온에서의 상태 고체(Hg는 액체) 기체,고체(Br는 액체) 열과 전기 전도성 좋 다 나쁘다 금속성 : 양이온이 되기 쉬운 성질, 비금속성: 음이온이 되기 쉬운 성질

양쪽성 원소 : 금속과 비금속의 경계에 있는 원소 산과 염기와 반응 [예] Zn, Al 등 Al는 HCl이나 NaOH sol.모두와 반응하여 H2 발생 음이온이 되기 쉽다, 환원되기 쉽다 비금속성 증가 비금속 금속 비홯성 기체 비금속에 속하지만 비금속성을 갖지 않음 금속성 증가 양쪽성 원소 위치 양이온이 되기 쉽다, 산화되기 쉽다

주기율과 원소 종합 주기율과 주기율표 원소의 분류 족 주기율표의 세로줄, 1 – 18족 원자가 전자수 동일 화학적 성질 비슷 주기율표의 가로줄, 1 – 7주기 전자 껍질 수 동일 원자번호에 따라 성질이 규칙적으로 변화 원소의 분류 전형 원소 전이 원소 금속 원소 비금속 원소 위치 1, 2족, 12-18족 원소 3-11족 원소 주기율표의 왼쪽 주기율표의 오른쪽 특징 원자가전자수는 족 번호 끝자리 수 족에 관계없이 화학적 성질 비슷 양이온이 되기 쉽다 음이온이 되기 쉽다

원소의 주기적 성질 원자 반지름 이온 반지름 이온화 에너지 전자 친화도

원자 반지름 원자 반지름 결정 요인 원자 반지름의 주기성 ? 전자 껍질수 : 많을수록 커짐 핵의 “+”전하량 : 클수록 작아짐 – 핵과 전자간의 정전기적 인력 때문 전자수 : 많을수록 크짐 : 전자와 전자간의 반발 때문 원자 반지름의 주기성 같은 족 : 원자번호가 증가할수록 원자 반지름 증가 전자껍질수가 많아져 핵과 가장 바깥 전자껍질간의 거리가 멀기 때문 1H-K(1), 3Li-K(2)L(1), 11Na-K(2)L(8)M(1), 19K-K(2)L(8)M(8)N(1) 같은 주기 : 원자번호가 증가할수록 원자 반지름 감소 전자껍질수는 같고 핵의 “+”전하량이 증가하여 핵과 전자간의 인력이 증가하기 때문 3Li-K(2)L(1), 4Be-K(2)L(4), 5B-K(2)L(3), 6C-K(2)L(4)

원자 반지름의 주기성 같은 족 원소 원 자 반 지 름 nm 같은 주기 원소 원자번호 11Na 0.154 12Mg 0.130 3Li 0.123 3Li 0.123 13Al 0.125 14Si 0.117 원 자 반 지 름 nm 4Be 0.089 15P 0.110 5B 0.080 16S 0.104 6C 0.077 17Cl 0.099 같은 주기 원소 7N 0.074 8O 0.074 9F 0.072 원자번호

이온 반지름 양이온과 음이온의 반지름 이온 반지름의 주기성 양이온 반지름 〈 중성원자 반지름 : 전자껍질수가 적어지기 때문 음이온 반지름 〉 중성원자 반지름 : 전자수가 많아져 전자간 반발력 증가 때문 이온 반지름의 주기성 같은 족 : 양이온과 음이온의 반지름은 원자번호가 클수록 증가 전자껍질수 증대 때문 [Ex] 3Li+ 〈 11Na+ 〈 19K+, 9F- 〈 17Cl-〈 35Br- 같은 주기 : 원자번호가 증가할수록 원자 반지름 감소 핵의 “+”전하량 증가 → 핵과 전자간 정전기적 인력 증대 때문 [Ex] 11Na+ 〉 12Mg++ 〉 13Al3+, 7N3- 〉 8O-- 〉 9F- 같은 전자 이온 : 원자번호가 증가할수록 원자 반지름 감소 전자껍질수 및 전자수는 같고 핵의 전하량이 다르기 때문 [Ex] 8O-- 〉 9F- 〉 11Na+ 〉12Mg++, 16S-- 〉17Cl- 〉 19K+ 〉20Ca++

원자의 이온화 Na+ F Fㅡ Na 등전자 이온 예 이온 반지름 감소(핵의 (+)전하량 증가) 9Fㅡ 8O-- 11Na+ 12Mg++ 이온 반지름 감소(핵의 (+)전하량 증가)

원자 반지름과 이온 반지름에 영향을 주는 요인 핵의 (+)전하량 핵의 (+)전하량이 클수록 핵과 최 외각 전자간의 인력이 커서 반지름이 작다 [Ex] 9Fㅡ〉11Na+ .(전자 수, 전자 껍질 수 동일) 전자 껍질 수 전자 껍질수가 많을수록 반지름이 크다 [Ex] 11Na〉11Na+ .(핵의 (+)전하량 동일) 전자간의 반발력 전자수가 많을수록 전자간의 반발력이 커서 반지름이 크다 [Ex] 17Cl〈17Clㅡ .(핵의 (+)전하량, 전자 껍질수 동일)

이온화 에너지 기체상태의 중성 원자에서 전자 1개를 떼어내어 기체상태의 양이온으로 만드는데 필요한 에너지 ? 기체상태의 중성 원자에서 전자 1개를 떼어내어 기체상태의 양이온으로 만드는데 필요한 에너지 M(g)+E1 → M+ + e-( : 이온화 에너지) 원자핵과 전자간의 인력이 커질수록 이온화 에너지 증대 이온화 에너지가 크다 : 전자를 잃기 어렵고, 양이온이 되기 어렵다 는 의미(그 반대는?) 495kJ/mol 1312kJ/mol + + + + H(g) + 1312kJ/mol → H+(g) + e- Na(g) + 495kJ/mol → Na+(g) + e- 이온화 에너지는 순차적 이온화 에너지에서 1차 이온화 에너지에 해당 [Ex] Mg의 이온화 에너지는 Mg을 Mg++ 으로 만드는데 필요한 에너지가 아니고 Mg에서 전자 1개를 떼어 내어 Mg+ 로 만드는데 필요한 에너지이다.

이온화 에너지의 주기성 같은 족 : 원자번호가 증가할수록 이온화 에너지 감소 원자 반지름 증가로 핵과 최 외각 전자간의 인력 감소 때문 같은 주기 : 원자번호가 증가할수록 이온화 에너지 증가 (2족과 13족, 15족과 16족 예외) 원자 반지름 감소로 핵과 최 외각 전자간의 인력 증대 때문 이 온 화 에 너 지 2He 같은 족 원소 10Ne 9F 18Ar 7N 같은 주기 원소 17Cl 8O 1H 15P 6C 16S 14Si 4Be 12Mg 5B 전자껍질 바뀜 13Al 3Li 11Na kJ/mol 18K 원자번호 원자 반지름과 이온화 에너지 원자 반지름이 작을수록 핵과 전자간의 인력이 커지기 때문에 이온화 에너지 증가 핵과 전자간의 인력은 전하의 크기에 비례하고 핵과 전자간 거리의 제곱에 반비례

이온화 에너지의 주기성 예외 2족(4Be)과 13족(5B) – 2주기 15족(7N)과 16족(8O) – 2주기 같은 주기에서 원자번호가 증가할수록 이온화 에너지 증가 되는데 2족과 13족, 15족과 16족 원소에서는 반대의 현상이 나타남 2족(4Be)과 13족(5B) – 2주기 4Be : 전자가 2s orbital에 마지막으로 채워짐 5B : 전자가 2p orbital(높은 에너지)에 마지막으로 채워짐 4Be보다 5B 가 전자 를 떼어내기 쉬워 이온화 에너지가 작음 4Be ↑↓ ↑↓ 5B ↑↓ ↑↓ ↑ 1s 2s 2px 2py 2pz 15족(7N)과 16족(8O) – 2주기 7N : 2p orbital에 채워진 전자는 홀전자로 존재(낮은 에너지) 8O : 2p orbital에 채워진 전자가 쌍전자로 존재(높은 에너지) 쌍전자간의 반발력으로 전자를 때어내기 쉬워짐 7N보다 8O가 전자 를 떼어내기 쉬워 이온화 에너지가 작음 7N ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 8O ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

순차적 이온화 에너지 중성 원자에서 전자를 1개씩 차례로 떼어낼 때 각 단계마다 필요한 에너지 순차가 증가할수록 이온화 에너지는 커짐 E1 〈 E2 〈 E3 〈 • • • M + E1 → M + + e-(E1 : 1차이온화 에너지 or 제1이온화 에너지) M + + E2 → M ++ + e-(E2 : 2차이온화 에너지 or 제2이온화 에너지) M ++ + E3 → M +++ + e-(E3: 3차이온화 에너지 or 제3이온화 에너지) 원자가전자를 다 떼어내고 안쪽 껍질에 있는 전자를 떼어낼 때 에너지가 급격히 증가하므로 원자가전자를 알 수 있다. 즉 n번째 전자를 떼어낼 때 이온화 에너지(En)가 급격히 증가하면 원자가전자수는 “n-1”개이다. 2차 이온화 에너지는 M을 M++로 만드는데 필요한 에너지가 아니고 M+을 M++로 만드는데 필요한 에너지 순차적 이온화 에너지의 확인으로 원자가 전자를 확인

다음 A, B, C 원소(3주기 원소)의 원자가 전자의 수는 순차적 이온화 에너지와 원자가전자수 ? 다음 A, B, C 원소(3주기 원소)의 원자가 전자의 수는 원소 전자 재치 순차적 이온화 에너지(kj/몰) K L M E1 E2 E3 E4 A 2 8 x 496 4565 6916 - B 2 8 x 738 1443 7695 10569 C 2 8 x 578 1816 2745 11577 M : M껍질, x : M껍질의 전자수(원자가 전자수) A 원소의 원자가 전자수 : E1《 E2〈 E3〈E4 n(2)-1 = 1 B 원소의 원자가 전자수 : E1〈 E2《 E3〈E4 n(3)-1 = 2 C 원소의 원자가 전자수 : E1 〈 E2〈 E3《E4 n(4)-1 = 3

전자 친화도 ? 기체 상태의 중성 원자가 전자 1개를 받아 음이온으로 될 때 방출하는 에너지 핵과 전자간의 인력이 큰 원소일수록 전자 친화도가 크다. X(g) + e- → X-(g) + E(전자 친화도) 전자 친화도가 크다 = 전자를 잃기 어렵다 = 양이온으로 되기 어렵다 전자 친화도가 작다 = 전자를 잃기 쉽다 = 양이온으로 되기 쉽다 495kj/moll 495kj/moll 1+ 1+ 11+ 11+ H원자는 Na원자보다 원자반지름이 작아 핵과 최외각 전자간의 거리가 가까워 핵과 전자간의 인력이 크기 때문에 전자를 때어 내는데 많은 에너지 필요 이온화에너지가 작은 원소일수록 전자를 잃기 쉽기 때문에 Na원자는 H원자보다 양이온이 되기 쉽다.

전자 친화도의 주기성 같은 족 : 원자번호가 증가할수록 전자 친화도 감소 전자 껍질수 증가로 전자와의 인력 감소 때문 같은 주기 : 원자번호가 증가할수록 전자 친화도 증가(비활성 기체 예외) 핵의 “+”전하량 증가로 전자와의 인력 증대 때문

1. 같은 주기 원소에서 원자 번호가 증가할수록 전자 친화도가 증가하는데, 전자 친화도의 주기성 예외 1. 같은 주기 원소에서 원자 번호가 증가할수록 전자 친화도가 증가하는데, 2족, 15족, 18족 원소에서 전자 친화도가 감소하는 이유 2족 원소 4Be와 3Li의 경우 : 4Be는 전자 1개를 받으면 에너지가 높은 p orbital에 전자가 채워져야 하므로 전자 친화도가 3Li보다 작다. 15족 원소인 7N와 6C의 경우: 7N는 전자 1개를 받으면 2px orbial에서 전자쌍을 이루게 되어 전자간의 반발력으로 전자 친화도가 6C보다 작다. 18족의 비활성 기체의 경우: 가장 바깥 전자껍질에 전자가 모두 채워져 있기 때문에 전자 1개를 받으면 에너지가 높은 다음 껍질에 전자가 채워져야 하므로 전자 친화도가 작아진다. ? 2. 핵과 전자간의 인력이 N>P, O>S, F>Cl인데도 전자 친화도는 N<P, O<S, F<Cl인 이유 N, O, F는 반지름이 매우 작아 전자가 들어오면 전자간의 반발력이 매우 커지게 되지만, P, S, Cl은 이들보다 원자 반지름이 크기 때문에 전자가 들어오더라도 핵과 전자간에 반발력이 크게 증가하지 않는다. (원자의 반지름은 핵의 (+)전하량이 클수록 감소) 따라서 N, O, F의 경우 핵과 전자간의 인력보다 전자간 반발력이 더 크게 작용하기 때문에 전자 친화도가 작다.

이온화 에너지가 매우 커서 양이온이 되기 어렵고, 전자 친화도가 작아 음이온으로 되기 어렵기 때문 이온화 에너지와 전자 친화도와의 관계 이온화 에너지 전자 친화도 정 의 전자를 때어내는데 필요한 에너지 전자를 얻을 때 방출하는 에너지 경향성 양이온이 되려는 경향 음이온으로 되려는 경향 성 질 이온화 에너지가 작으면 양이온으로 되기 쉽다 전자 친화도가 크면 음이온으로 되기 쉽다 주기성 같은 주기 원자번호 증가 → 이온화 에너지 증가 원자번호 증가 → 전자 친화도 증가 주기성 같은 족 원자번호 증가 → 이온화 에너지 감소 원자번호 증가 → 전자 친화도 감소 비활성 기체가 안정한 이유 이온화 에너지가 매우 커서 양이온이 되기 어렵고, 전자 친화도가 작아 음이온으로 되기 어렵기 때문

원소의 주기적 성질 – 원자 와 이온 반지름의 주기성 원소의 주기적 성질 – 이온화 에너지와 전자 친화도 주기율과 주기적 성질 종합 원소의 주기적 성질 – 원자 와 이온 반지름의 주기성 원자번호 증가할 때 원자가 음이온이 될 때 원자가 양이온이 될 때 같은 주기 같은 족 핵의 (+)전하량 증가 전자껍질 수 증가 전자간 반발력 증가 전자껍질 수 감소 반지름 감소 반지름 증가 반지름 증가 반지름 감소 원소의 주기적 성질 – 이온화 에너지와 전자 친화도 이온화 에너지 기체상태의 중성원자에서 전자 1개를 떼어 내어 기체상태의 양이온으로 만드는데 필요한 에너지 전자 친화도 기체상태의 중성원자가 전자 1개를 얻어 음이온으로 될 때 방출하는 에너지

화학 결합 화학 결합의 종류 공유 결합과 분자

안정한 전자 배치를 이루기 위해 결합- Octet(8)규칙 화학 결합의 종류 이온결합 공유결합[배위결합] 금속결합 화학결합이 일어나는 이유 원자들은 안정한 전자분포를 가지기 위해 결합 원자들은 18족의 비활성 기체와 같이 안정한 전자 배치를 이루기 위해 결합- Octet(8)규칙

이온결합 이온결합 이온의 형성 원자들이 18족 원소와 같은 전자 배치를 가지기 위해 전자를 잃거나 얻어 형성 양이온 : 이온화 에너지가 작은 금속 원소가 전자를 잃어 형성 음이온 : 전자 친화도가 높은 비금속 원소가 전자를 얻어 형성 가장 바깥껍질(M껍질)의 전자를 잃음 전자를 얻어 바깥껍질(M껍질)에 전자를 채움 + eㅡ + eㅡ Na Na+ Cl Clㅡ

양이온과 음이온간에 작용하는 정전기적 인력에 의한 결합 양이온의 총 전하량과 음이온의 총 전하량이 같게 결합 이온 결합 금속 양이온과 비금속 음이온간의 결합 양이온과 음이온간에 작용하는 정전기적 인력에 의한 결합 양이온의 총 전하량과 음이온의 총 전하량이 같게 결합 - eㅡ Na Na+ + eㅡ Clㅡ Cl NaCl Na+ 의 (+)전하와 Clㅡ 의 (-)전하간의 정전기적 인력에 의해 결합

이온결합물질의 화학식에서 다음과 같은 관계 성립 이온 결합에서 양이온과 음이온의 총 전하량 모든 화합물은 전기적으로 중성이므로, 이온결합물질의 화학식에서 다음과 같은 관계 성립 양이온의 전하 X 양이온의 수 + 음이온의 전하 X 음이온의 수 = 0 양이온 음이온 화학식 양이온 총전하량 + 음이온 총 전하량 Na+ Clㅡ NaCl [(+1)x1] + [(-1)x1] = 0 Na+ SO42ㅡ Na2SO4 [(+1)x2] + [(-2)x1] = 0 Mg2+ Clㅡ MgCl2 [(+2)x1] + [(-1)x2] = 0 Mg2+ SO42ㅡ MgSO4 [(+2)x1] + [(-2)x1] = 0 Al3+ Clㅡ AlCl3 [(+3)x1] + [(-1)x3] = 0 Al3+ SO42ㅡ Al2(SO4)3 [(+3)x2] + [(-2)x3] = 0

이온 결합의 형성과 에너지 변화 이온간의 거리가 먼 상태(r =+) : 인력이 작용하여 에너지가 낮은 상태 (불안정) 인력이 크면 에너지가 낮아져 물질이 안정해지고, 반발력이 크면 에너지가 높아져 물질이 불안정해진다. ㅡ + 이온간의 거리가 멀어 반발력이 작게 작용하고, 두 이온이 접근할수록 정전기적 인력이 작용하여 에너지가 낮아지며 안정한 상태로 된다. r 인력이 작용하는 상태 ㅡ + 이온간의 거리가 가까울수록 인력과 함께 반발력도 커지게 되는데, 인력과 반발력이 균형을 이루는 지점 (r =0), 즉 에너지가 가장 낮은 지점에서 결합 r =0 안정한 상태 ㅡ + 두 이온간의 거리가 너무 가까워지면 반발력의 영향이 점차 커져 에너지가 높아지며 불안정한 상태로 된다. 반발력이 작용하는 상태

이온간 거리에 따른 에너지 변화 에 너 E1 : 반발력에 의한 에너지 변화 지 E1+ E2 : 이온간 거리에 따른 에너지 변화 E1+ E2 : 이온간 거리에 따른 에너지 변화 r =0 E2 : 인력에 의한 에너지 변화 이온간의 거리(r )

이온 결정 이온 결합력 이온결합 물질을 이루는 성분 이온들이 규칙적으로 배열되어 있는 상태 NaCl형(면심 입방 구조) : 양이온의 크기가 상대적으로 작은 경우의 구조 정육면체의 꼭지점과 6개의 면의 중심에 이온 배치 면의 중심에 이온 배치 CsCl형(체심 입방 구조) : 양이온의 크기가 상대적으로 큰 경우의 구조 정육면체의 꼭지점과 중심에 이온 배치 정육면체의 중심에 이온 배치 이온 결합력 양이온과 음이온간에 작용하는 정전기적 인력(쿨롱의 힘) 두 이온간의 전하량의 곱에 비례, 거리의 제곱에 반비례 F ∝ q 1q 2 /r 2 F : 정전기적 인력 q 1q 2 : 양이온과 음이온의 전하 r : 양이온과 음이온의 핵간 거리 이온의 전하량이 클수록 결합력이 세다. [Ex] MgO 〉LiF 이온간 거리가 짧을수록(이온 반지름이 작을수록) 결합력이 세다 [Ex] NaCl 〉KCl 〉RbCl 〉CsCl 같은 족에서는 원자번호가 커질수록 이온 반지름이 커지므로 결합력이 약해진다

이온간 거리 : 251pm(LiCl) 〈 285pm(NaCl) 〈 326pm(KCl) 이온간 결합력 비교 이온간 거리 • • • • • • • • • • Li+ 152 Clㅡ 99 Na+ 186 Clㅡ 99 K+ 227 Clㅡ 99 이온간 거리 : 251pm(LiCl) 〈 285pm(NaCl) 〈 326pm(KCl) 이온 결합력 : LiCl 〉NaCl 〉KCl 이온 전하량 O2+ Mg2- Li+ F- • • • 이온 전하량 : Mg++, Oㅡㅡ 〉 Li+, Fㅡ 이온 결합력 : MgO 〉LiF

이온 결합력과 물리적 특성 이온 결합력과 녹는점, 끓는점 이온 결합력이 클수록 녹는점, 끓는점이 높다 이온 결합 물질(1가) 이온 결합 물질(2가) 이온간 거리(nm) 녹는점(℃) 이온간 거리(nm) 녹는점(℃) NaCl 0.276 CaO 0.240 2614 801 NaBr 0.291 747 SrO 0.253 2430 NaI 0.311 661 BaO 0.275 1923 이온결합 물질들의 이온간 거리는 크지 않으므로 녹는점은 이온간 거리보다는 이온의 전하량 크기에 많이 좌우된다. 녹는점, 끓는점 정도에 따른 이온결합력, 이온간 거리 및 전하량 예측 녹는점, 끓는점이 높다 : 이온결합력이 세다. 이온간 거리가 짧다. 전하량이 크다. 이온의 전하량이 클수록, 이온간의 거리가 짧을수록 이온 결합력 세기 때문에 이온 결합력이 클수록 녹는점, 끓는점이 높다

이온 결합물질의 성질 - 전기 전도성, 물에 대한 용해성 등 - 전기 전도성 : 고체 상태에서는 전도성이 없으나, 액체 또는 수용액 상태에서는 전도성 상온에서의 상태 : 이온 결합력이 세므로 상온에서 고체 상태이며 끓는점과 녹는점이 높다. 물에 대한 용해성 : 극성 용매인 물에는 대부분 잘 녹는다 (예외 : AgCl2 와 같은 앙금은 물에 불용) 단단하지만 외부 충격에 쉽게 부서진다. 녹는점에서 물질이 용융되어 액체가 되면 전류가 흐른다 전 기 도 고체상태일 때는 전류가 흐르지 않는다 온도

공유 결합 공유 결합의 형성 N O 공유 결합의 형성 공유 결합 두 원자가 전자쌍을 공유함으로써 형성되는 결합 비금속 원소간에 일어나는 결합 비금속 원소들이 서로 홀전자를 내 놓아 전자쌍을 이루고, 이 전자쌍을 서로 공유하여 안정한 전자 배치를 하는 결합 홀전자 : 원자가 전자 중에서 쌍을 이루지 않은 전자 쌍전자 • • • • N O • • • • • • 홀전자 •

원소의 루이스 전자점식 완성방법 •• •• • • • • • • •• •• • • • • • • • • → • → • • • 1 단계 원자의 원자가전자 총 수를 구한다. N의 전자 배치 K(2)L(5) 원자가전자 5개 O의 전자 배치 K(2)L(6) 원자가전자 6개 2 단계 원소 기호의 위, 아래, 왼쪽, 오른쪽에 훈트의 규칙에 맞게 원자가전자수만큼 점을 찍는다. 훈트의 규칙 : 에너지 준위가 같은 여러 개의 오비탈에 전자가 채워질 때는 홀전자수가 많게 채워진다. N •• •• • (x) N (O) • • • • • •• (x) •• • O • O (O) • • • • • • 탄소의 공유 전자가는? 탄소는 원자가전자가 4개이나, 바닥상태에서는 홀전자가 2개이므로 2개의 공유결합만을 할 수 있다. 그러나 탄소는 공유결합을 할 때 들뜬상태가 되어 홀전자를 4개 가지므로 공유전자가 4개가 된다. 6C 바닥상태 → C • 6C 바닥상태 → C • • • • • • • 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑

결합에 참여하지 않아 한 원자에만 속해 있는 전자쌍 공유 전자쌍과 비공유 전자쌍 공유 전자쌍 결합에 참여한 두 원자가 서로 공유하는 전자쌍 비공유 전자쌍(고립 전자쌍) 결합에 참여하지 않아 한 원자에만 속해 있는 전자쌍 공유결합 가능 전자 공유 전자쌍 • • • • • • • • • Cl Cl • • Cl Cl • + • • • 에너지 • • • • • + • • • • • • • • Cl Cl 비공유 전자쌍

공유 결합의 표시 루이스 전자점식 : 원자가 전자를 점으로 표시 구조식 : 공유 전자쌍을 결합선으로 표시 H H H H H + H H H H H 루이스 전자점식 구 조 식

공유 원자가 : 각 원자의 원자가전자 중에서 쌍을 이루지 않은 홀전자 수와 같다 공유결합의 예 • • 루이스 점자점식 H O • • N • • C • F • • • • • • • • • • • • • • • • • • 공유 원자가 1 2 3 4 1 H H H H H H H2 • + • • • H F • • H F • • H F HF • + • • • • • • • • • • • 2H O • • H O • • H O H2O • + • • • • • • • • H • • H H N H NH3 3H N • • H N • • H • + • • • • • • • H • • H 공유 원자가 : 각 원자의 원자가전자 중에서 쌍을 이루지 않은 홀전자 수와 같다 즉, 원자가 형성할 수 있는 공유결합의 수

H H H H H H O O O O O O O C O O C O O C O N N N N N N 단일 결합과 다중결합 단일 결합 : 전자쌍 1개를 공유하는 결합 이중 결합 : 전자쌍 2개를 공유하는 결합 삼중 결합 : 전자쌍 3개를 공유하는 결합 단일결합 H H H • H H H • + • • 이중결합 • • • • • • • • • O O • + • • • O • • O • O O • • • • • • • • • • • • • • • • • • O C O O C • + • • + • • • • • • • O • O C O • • • • • • • • • • • 삼중결합 • • • N N • • N N N N • • • • • + • • • • • • • • • •

다른 이온이나 분자에 일방적으로 전자쌍을 제공하여 배위 결합 비공유 결합을 가지고 있는 원자나 분자가 다른 이온이나 분자에 일방적으로 전자쌍을 제공하여 이루어지는 공유 결합 수소 이온과 비공유 전자쌍을 가진 분자간의 결합 • • [ • • ] H • O • H+ H • O H + • H O H • • + • • • • • • H H H 비공유 전자쌍을 가진 분자와 옥텟을 이루지 못한 분자간의 결합 • • • • H • F • H • F • H F • • • • • • • • • • • • • • • • H • O • B • F • H • O • B • F • H O B F • • + • • • • • • • • • • • • • • • • • • H • F • H • F H F • • B의 원자가 전자 3 • • • • • • • 구조식에서 배위결합 임을 나타낼 때에 화살표로 나타내며, 이때 화살표 방향은 전자쌍이 제공되는 방향 일반적으로 배위결합은 공유결합과 구분하지 않는다.

공유 결합 길이 : 두 원자가 공유 결합을 이룰 때 두 원자의 핵간 거리 공유 결합 반지름 : 같은 원자간에 공유 결합을 이룰 때 결합길이의 ½ 공유 결합 반지름 = 원자 반지름 F F F 공유 결합 길이 공유 결합 반지름

결합수가 많아질수록 결합 길이는 짧아지고 결합 에너지는 커진다 공유 결합 에너지 두 원자가 공유 결합을 형성하여 안정해지면서 방출하는 에너지 1몰의 기체 상태의 분자에서 공유 결합을 끊어 기체상태의 원자로 만들 때에 흡수하는 에너지 공유 결합이 셀수록 공유 결합 에너지는 커진다. 결합 길이가 짧을수록 결합 에너지는 커진다. 결합수가 많아질수록 결합 길이는 짧아지고 결합 에너지는 커진다 분자 결합 결합길이 결합 에너지 분자 결합 결합길이 결합 에너지 H2 H-H 0.074 436 C2H6 C-C 0.154 347 Cl2 Cl-Cl 0.199 243 C2H4 C=C 0.134 612 Br2 Br-Br 0.299 193 C2H2 C≡C 0.120 820 단위: 결합 길이 nm, 공유 결합 에너지 kJ/mol n:10 -9 , p:10 -12 (1000 pm = 1nm)

공유 결합 반응경로에 따른 에너지 2개의 수소가 서로 접근할 때 두 원자간 핵간 거리에 따른 에너지 변화 H H + H H B 반발력에 의한 에너지의 변화(E 1) 436kJ흡수 436kJ방출 H H 에너지(kJ/mol) 반발 인력 B A 반응 경로 D C A H H 0.20nm 핵간 거리에 따른 에너지의 변화(E 1+E 2) B H H 0.15nm -436 인력에 의한 에너지의 변화(E 2) C H H 0.074nm D H H 0.05nm 핵간 거리(nm) 결합 길이가 짧을수록 일반적으로 결합에너지는 커진다. 결합 수가 많을수록 결합 길이는 짧아지고, 결합에너지는 커진다. 결합 길이 : 단일 결합 〉 이중 결합 〉 삼중 결합 결합 에너지 : 단일 결합 〈 이중 결합 〈삼중 결합

전기 전도성 : 고체와 액체 상태에서 전기 전도성이 없다 공유 결합성 결정 : 분자 결정과 원자 결정이 있다. 공유 결합 물질의 성질 전기 전도성 : 고체와 액체 상태에서 전기 전도성이 없다 [예외 : 흑연, HCl(이온화)] 수용성 : 잘 녹지않는 물질이 많다 공유 결합성 결정 : 분자 결정과 원자 결정이 있다. 분자 결정 원자 결정(공유 결정) 정 의 공유 결합된 분자가 규칙적으로 배열되어 입체구조 결정 원자들이 공유 결합하여 그물처럼 연결되어 분자를 이루는 결정 특 징 분자들간의 결합력 매우 약함, 일부 승화 원자들이 직접 공유 결합하여 매우 단단 전기 전도성 고체, 액체 상태에서 전기가 통하지 않음 고체, 액체 상태에서 전기가 통하지 않음 녹는점, 끓는점 녹는점, 끓는점이 매우 낮다 녹는점, 끓는점이 매우 높다 예 요오드, 드라이아이스, 나프탈렌 등 다이아몬드, 흑연, 석영 등

공유결합 물질은 고체, 액체 상태에서 전기가 통하지 않는다 그러나 흑연은 예외이다. 그 이유는? 흑연은 1개의 탄소 원자에 다른 3개의 탄소 원자가 공유 결합되어 있는 층상구조로 탄소원자 4개의 원자가전자 중 나머지 하나는 층과 층 사이에 약하게 결합되어 있어 전자들이 원자 사이를 자유롭게 이동할 수 있기 때문에 흑연이 전기를 통하게 된다. C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C 약한 결합으로 전자들이 탄소 원자 사이를 자유롭게 이동 C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C C

금속 양이온과 자유전자의 정전기적 인력에 의한 결합 금속 결합 금속 결합 금속 결합의 형성 금속 양이온과 자유전자의 정전기적 인력에 의한 결합 금속 양이온 금속 원자가 전자를 내놓고 생성된 양이온 ∵금속 원자의 원자가전자들은 원자로부터 쉽게 떨어져 나가기 때문 자유 전자 금속 원자로부터 떨어져 나온 전자 –금속원소의 원자가전자 어느 한 원자에 구속되지 않고 자유롭게 이동

금속 결합 모형 금속 양이온 자유전자 e Na Na e Mg e Mg e e e Na Na Na e e e e Mg Mg e 자유전자는 모든 금속 양이온 사이를 자유로이 이동하여, 어느 한 원자에 구속되어 있는 것이 아니고,수 많은 금속 원자들이 공유 금속 양이온은 규칙적으로 배열

금속 양이온의 반지름이 작을수록, 전하량이 클수록 결합력 증가 금속 결합의 세기 금속 양이온의 반지름이 작을수록, 전하량이 클수록 결합력 증가 ∵정전기적 인력은 전하간 거리의 제곱에 반비례, 전하량의 곱에 비례(쿨롱의 인력) 금속 결합의 녹는점 같은 족 원소 : 원자 번호와 녹는점은 반비례 ∵원자번호가 증가할수록 금속의 이온 반지름이 커져 금속 결합력 저하 같은 주기 원소 : 원자 번호와 녹는점은 비례 ∵원자번호가 증가할수록 금속의 이온 반지름이 감소하고, 이온의 전하량이 커져 금속 결합력 증대 원 소 같은 족 원 소 같은 주기 3Li 11Na 19K 11Na 12Mg 13Al 이온 반지름(nm) 0.060 0.095 0.133 전하수 +1 +2 +3 녹는점(℃) 180.5 97.8 63.3 녹는점(℃) 97.8 649.0 660.4

은백색의 광택이 나타남(단, 금은 황샛, 구리는 붉은 색) 금속 결합 물질의 성질 은백색의 광택이 나타남(단, 금은 황샛, 구리는 붉은 색) ∵자유전자가 가시광선을 모두 흡수하였다가 거의 모든 파장의 빛을 방출 전기 전도성이 크다 ∵전압을 걸면 자유전자가 “+”극으로 자유롭게 이동 열 전도성이 크다 ∵열에너지를 얻은 자유전자에 의해 열을 전달 녹는점, 끓는점이 높다 ∵자유전자와 금속 이온간의 강한 정전기적 인력 전성(퍼짐성), 연성(뽑힘성)이 크다 ∵외부에서 힘을 받아 금속 양이온이 밀려도 자유전자가 빠르게 이동하여 금속 결합 유지

화학결합 종합 결합의 종류 이온결합 공유결합 금속결합 결정의 종류 이온결정 원자(공유) 결정 분자결정 금속결정 구성 입자 양이온, 음이온 원자 분자 양이온, 자유전자 결합력 정전기적 인력 (이온간의 인력) 공유결합 (원자간의 인력) 분자간의 힘 (분자간의 인력) 정전기적 인력(양이온, 자유 전자간의 인력) 결합력이 커지는 경우 전하량이 클수록 거리가 가까울수록 결합수가 많을수록 거리가 가까울수록 분자량이 클수록 극성 〉무극성 수소 결합하는 경우 전하량이 클수록 거리가 가까울수록 전기 전도성 고체 없음 없음(예외 흑연) 없음 있음 액체 있음 없음 없음 있음 녹는점, 끓는점 높다 매우 높다 매우 낮다 비교적 높다 수용성 잘 녹는다 잘 녹지 않는다 잘 녹는다 잘 녹지 않는다 예 염화나토륨, 산화칼 슘, 황산구리(II) 등 다이아몬드, 흑연, 수정 등 드라이아이스, 요드, 설탕 등 철, 나터륨, 은, 구리, 마그네슘, 아연 등

물질의 결합 상태 예측 물질 녹는점(℃) 끓는점(℃) 전기 전도성 결합 종류 예측 고체 액체 A 774 1412 없음 있음 이온결합 B 685 1324 없음 있음 이온결합 C 1700 2230 없음 없음 공유결합 - 원자결정 D -2.3 76.8 없음 없음 공유결합 - 분자결정 A 1084 2562 있음 있음 금속결합 (1) 고체일 때는 전기가 통하지 않고, 액체일 때는 전기기 통하는 물질은 이온결합 물질 (2) 고체와 액체일 때 모두 전기가 통하지 않는 물질은 공유결합 물질 녹는점과 끓는점이 매우 낮으므로 분자간 인력에 의해 결합된 물질로 분자결정 녹는점과 끓는점이 매우 높으므로 원자들이 공유 결합하여 이루어진 원자결정 (3) 고체와 액체일 때 모두 전기가 통하는 물질은 금속결합 물질

공유 결합과 분자 분자의 모양 결합의 극성과 전기 음성도 분자간의 힘

정전기적 반발력 최소화를 위하여 가능한 한 멀리 떨어져 있으려 함 분자의 모양 분자의 모양 분자는 전자쌍 반발 원리를 토대로 그 모양 예측 전자쌍 반발 원리 중심 원자 주위의 전자쌍들은 정전기적 반발력 최소화를 위하여 가능한 한 멀리 떨어져 있으려 함 전자쌍 반발 원리에 의한 전자쌍의 공간 배치 전자쌍의 수 2개 3개 4개 안정한 전자쌍 배치 중심원자의 정반대쪽 정삼각형의 꼭지점 정사면체의 꼭지점 분자 모양 직선형 평면 삼각형 정사면체형 결합각 180 o 120 o 109.5 o

안정한 전자쌍의 배치 • • • 전자쌍 수 : 2 전자쌍 수 : 3 전자쌍 수 : 4 전자쌍이 중심 원자의 정반대 위치에 놓일 때 가장 안정(직선형) 전자쌍이 정삼각형의 꼭지점에 놓일 때 가장 안정(평면 삼각형) 전자쌍이 정사면체의 꼭지점에 놓일 때 가장 안정(정사면체형)

〈 〈 전자쌍간의 반발력의 크기 공유전자쌍만 존재 비공유 전자쌍 존재 공간 배치 분자 모형 결합각 전자쌍간 반발력 공유 전자쌍 전자쌍간의 반발력의 크기 공유전자쌍만 존재 비공유 전자쌍 존재 공간 배치 공유 전자쌍은 다른 원자와 공유되어 있으므로, 중심 원자의 핵에서 좀더 멀리 떨어져 있고 더 좁은 공간 차지 비공유 전자쌍은 중심원자에만 속해 있으므로, 중심 원자의 핵에 가까이 있고, 좀더 넓은 공간 차지 분자 모형 공유 전자쌍 4개 공간 배열 공유 전자쌍 3개와 비공유 전자쌍 1개 배열 결합각 공유 전자쌍의 결합 각이 크다 공유 전자쌍간의 결합 각이 적다. 전자쌍간 반발력 공유 전자쌍간 반발력 공유 전자쌍과 비공유 전자쌍간 반발력 비공유 전자쌍간 반발력 〈 〈 공유 전자쌍 비공유 전자쌍

분자의 모양 2원자 분자의 경우 항상 직선형, 결합각 180o 분자식 H2 HCl 루이스 전자점식 H H H Cl H H • H Cl • • H • • H • • 구조식 H H H Cl 분자 모양과 결합각 H H H Cl 180℃ 180℃

중심원자에 공유 전자쌍이 2개인 경우 : 직선형, 결합각 180o 중심원자에 비공유 전자쌍이 없는 경우 중심원자에 공유 전자쌍이 2개인 경우 : 직선형, 결합각 180o 분자식 BeF2 BeCl2 루이스 전자점식 •• • • •• • • • • • • • • • • •• • • • • • •• • •• • • • • • •• • • • • • • •• •• • • • • F • • F F Be • • Be F F Cl Cl Cl Be Be Cl Cl • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • •• • •• • • • • • F-Be-F •• •• •• •• •• •• Cl-Be-Cl 구조식 F Be F Cl Be Cl Cl Be Cl 분자 모양과 결합각 • F 180o Be F Cl Be 180o Cl

중심원자에 공유 전자쌍이 3개인 경우 : 평면삼각형, 결합각 120o 분자식 BF3 BCl3 루이스 전자점식 • •• • • •• F B F • • • •• •• • • • Cl • B • Cl • • • • • • •• • •• • •• •• F • •• Cl • •• • • • • •• •• F-Be-F Cl-Be-Cl 구조식 F Cl F F Cl Cl 분자 모양과 결합각 B B 120o 120o F Cl

중심원자에 공유 전자쌍이 4개인 경우 : 정사면체형, 결합각 109.5o 분자식 CH4 CCl4 루이스 전자점식 • •• • H • Cl • • •• H • C • • •• • •• • •• • • H • Cl • C • Cl • •• •• •• H • •• • Cl • • •• 구조식 H Cl H C H Cl C Cl H Cl H Cl 분자 모양과 결합각 C C H Cl H Cl H Cl

중심원자에 공유 전자쌍이 5개, 6개인 경우 : 옥텟 규칙 따르지 않음 공유 전자쌍 5개 공유 전자쌍 5개 PF5 SF6 F 중심 원자가 2주기일 때는 옥텟 규칙을 잘 따르나, 3주기 이상의 원소에서는 옥텟 규칙을 따르지 않는 경우가 많다 F F F F P F S F F F F F F F F F F P F S F F F F F 삼각쌍뿔형, 결합각 90o,120o 정팔면체형, 결합각 90o

공유 전자쌍 3개, 비공유 전자쌍 1개 : 삼각뿔형, 결합각 107o 중심원자에 비공유 전자쌍이 있는 경우 공유 전자쌍 3개, 비공유 전자쌍 1개 : 삼각뿔형, 결합각 107o 분자식 NH3 PH3 루이스 전자점식 • •• • • •• H N H H • • • • P H • •• •• H H 구조식 N N N H P H N H 분자 모양과 결합각 •• •• N P H H H 107o H H H

공유 전자쌍 2개, 비공유 전자쌍 2개 : 굽은형, 결합각104.5o 분자식 H2O H2S 루이스 전자점식 •• • O • • •• • • • H • S • H •• •• H H 구조식 O H S H H H 분자 모양과 결합각 •• 비공유 전자쌍 • • • O • S • H • H H 104.5o H

다중 결합(이중, 삼중 결합) •• •• • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • O H • • H • • O • • C • • • • • • O H • C • • • • • • N • • • • • • C • • C • • • • • • 공유 전자쌍 : 2 H • C • H • • H 공유 전자쌍 : 2 • • H 공유 전자쌍 : 3 공유 전자쌍 : 5 O H H O C O H C N C C H H H C H O H H O C O H C N C 122.1o C C 120o H 115.8o H H H 직선형 직선형 평면 삼각형 다중결합은 1개의 전자쌍으로 취급 다중결합은 1개의 전자쌍으로 취급하는 것은 분자의 모양을 예측할 때만 이용 분자의 모양은 전자쌍 수에 따라 결정되나 결합각은 다중 결합의 여부, 중심원자의 크기 등 여러 가지 요인에 의해서 전자쌍간 반발력의 차이가 생겨 약간씩 달라진다. 03/24

결합의 극성과 전기 음성도 전기 음성도 공유 결합에서 원자가 공유 전자쌍을 잡아당기는 힘 플루오르(F)의 전기 음성도를 4.0으로 정하고, 이를 기준으로 다른 원자들의 상대적 전기 음성도를 정함 전기 음성도의 주기성 같은 족 원소 : 원자번호에 반비례 반지름이 커서 핵과 전자간의 인력 감소 같은 주기 원소 : 원자번호에 비례 반지름은 같으나 핵의 전하량 증가로 핵과 전자간의 인력 증가 일반적으로 금속성이 클수록 작아지고, 비금속성이 클수록 커진다.

주기율표에서의 위치에 따른 전기음성도 크기 비교 작 아 짐 전 기 음 성 도 커 짐 전기음성도 커짐 비금속 금속 전기음성도 작아짐 같은 족 : 원자번호가 증가할수록 전기음성도가 작아진다 원자 반지름이 커서(전자껍질 수 증가) 핵과 전자간의 인력 감소 같은 주기 : 원자번호가 증가할수록 전기음성도가 커진다 원자 반지름은 같으나 핵의 전하량 증가로 핵과 전자간의 인력 증가

주요 원소들의 전기 음성도 1 족 1 H 2 13 14 15 16 17 2 Li Be B C N O F 3 Na Mg Al 2.1 2 13 14 15 16 17 2 Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 3 Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 4 K 0.8 Ca 1.0 Sc 1.3 Ti 1.5 V 1.6 Cr 1.6 Mn 1.5 Fe 1.8 Co 1.9 Ni 1.8 Cu 1.9 Zn 1.6 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8 5 Rb 0.8 Sr 1.0 Y 1.2 Zr 1.4 Nb 1.6 Mo 1.8 Tc 1.9 Ru 2.2 Rh 2.2 Pd 2.2 Ag 1.9 Cd 1.7 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 주 기 6 Cs 0.7 Ba 0.9 La 1.1 Hf 1.3 Ta 1.5 W 1.7 Re 1.9 Os 2.2 Ir 2.2 Pt 2.2 Au 2.4 Hg 1.9 Tl 1.8 Pb 1.8 Bi 1.9 Po 2.0 At 2.0 감 소 증대

☆☆전기 음성도와 전자 친화도 전기 음성도가 큰 원소가 반드시 전자 친화도가 높은 것은 아님 전기 음성도와 전자 친화도는 모두 전자를 끌어당긴다는 개념이나 의미가 다름 전기 음성도가 큰 원소가 반드시 전자 친화도가 높은 것은 아님 전기 음성도 : 다른 원자와의 결합에서 공유 전자쌍을 끌어당기는 힘의 상대적 세기 전자 친화도 : 원자 상태에서 전자 1개를 받아들여 이온이 되기 쉬운 정도 [예] F와 Cl의 전기 음성도와 전자 친화도 F는 전기 음성도가 가장 큰 원소이나 전자 친화도는 Cl보다 작다. 즉 F는 전자를 끌어당기는 힘은 염소보다 세나 음이온으로 되는 것은 Cl보다 어렵다 F는 원자가전자의 크기가 작은 L껍질에 위치하는데 전자 1개를 받아들여 음이온으로 되면 좁은 공간(L껍질)에 8개의 전자가 존재하므로 전자간의 반발력이 크게 증가하기 때문에 불안정하여 전자를 받아들이기가 Cl보다 어렵다. 전기 음성도에 영향 전기 음성도에 영향 9+ 11+ 전자 친화도에 영향 전자 친화도에 영향 F Cl

결합의 극성 무극성 공유 결합 극성 공유 결합 공유 전자쌍의 치우침이 없어 분자 내에 부분 전하가 생기지 않음 [예] 같은 종류의 원자(전기 음성도 동일)가 공유 결합 : H2,Cl2, O2 등 극성 공유 결합 전기 음성도 차이로 한쪽 원자로 공유 전자쌍의 치우침이 일어나 분자 내에 부분 전하를 갖는 결합 [예] 다른 종류의 원자가 공유 결합 : HCl, CO, H2O 등 전자쌍 소유 정도 소 전자쌍 소유 정도 대 ㅡ H H Cl Cl + H Cl H2 Cl2 HCl [무극성 공유결합] 전자쌍을 끄는 힘이 같아 공유 전자쌍이 어느쪽으로도 치우치지 않음 (두 원자가 공유 전자쌍을 소유하는 정도 동일) [극성 공유결합] 전기 음성도가 큰 Cl쪽으로 (-)전하를 띠는 공유 전자쌍이 치우치므로 Cl는 부분적으로 (-)전하를 띠고, H는 부분적으로 (+)전하를 띤다.

극성 분자에서 두 원자의 전하와 거리를 곱한 벡터값으로 = qr[q : 양극(+q,-q)의 전하, r : 두 전하간 거리] 쌍극자() 모멘트 극성 분자에서 두 원자의 전하와 거리를 곱한 벡터값으로 극성의 정도를 나타냄 = qr[q : 양극(+q,-q)의 전하, r : 두 전하간 거리] (+)전하에서 (-)전하로 향하는 크기와 방향성을 갖는 벡터값 쌍극자 모멘트가 클수록 극성이 강하다 – 결합의 특성을 나타내는 척도 ☆ 무극성 분자의 쌍극자 모멘트는 “0”, 극성 분자의 쌍극자 모멘트값은 “0”보다 큼 . 쌍극자 모멘트의 값과 표시 -q r = qr[q : 양극(+q,-q)의 전하, r : 두 전하간 거리] =qr +q 쌍극자 모멘트의 방향 표시 : 화살표로 방향 표시 (+) 전하 → (-) 전하 쌍극자 모멘트의 크기 표시 : 화살표의 길이로 표시 전기 음성도와 부분전하 : 전기 음성도는 공유 전자쌍을 끌어당기는 힘으로 전기 음성도가 큰 쪽이 부분적인 (-)전하를 띠고, 작은 쪽은 부분적인 (+)전하를 띤다 부분전하(+q,-q) : 극성 공유결합에서는 NaCl에서 처럼 전자가 한 원자에서 다른 원자로 완전히 이동하는 것이 아니라 일부분만 이동한다. 따라서 Na+이나 Cl-처름 완전히 양전하나 음전하를 띠지 못하기 때문에 부분 전하라 한다 쌍극자 : 크기가 같고 부호가 반대인 두 전하가 분리되어 있는 것

무극성 분자 : 분자 내에 전자가 고르게 분포되어 있어서 다원자 분자 : 쌍극자모멘트의 벡터 합이 “0”가 되는 분자 분자의 극성 무극성 분자 : 분자 내에 전자가 고르게 분포되어 있어서 부분전하를 갖지 않는 분자 2원자 분자 : 무극성 공유 결합을 가지는 분자 [예] 같은 종류의 원자끼리 결합 : H2,Cl2, O2 등 다원자 분자 : 쌍극자모멘트의 벡터 합이 “0”가 되는 분자 [예] BF3, CH4, CCl4, CO2 무극성 분자 극성 공유결합을 하고 있어 각 결합에 쌍극자가 존재하나 분자의 구조가 대칭이어서 각 결합의 쌍극자 모멘트가 서로 상쇄되어 그 합이 “0”이 된다 지선형 평면 삼각형 정사면체형 H F H C H O C O B F F H 쌍극자 모멘트의 크기가 같고 방향이 반대로 서로 힘이 상쇄되어 쌍 극자 모멘트의 합이 “0” B에서 F로 향하는 3개의 쌍극자 모멘트 중 2개의 백터합을 구하면 쌍극자 모멘트가 구해지느데, 이것과 나머지 하나의 B에서 F로 향하는 쌍극자 모멘트의 크기가 같고 서로 반대방향으로 쌍극자 모멘트의 합이 “0” H에서 C로 향하는 4개의 쌍극자 모멘트의 합을 구하면 대칭 구조이므로 극자 모멘트의 합이 “0”

다원자 분자 : 쌍극자모멘트의 벡터 합이 “0”가 아닌 분자 극성 분자 2원자 분자 : 극성 공유 결합을 가지는 분자 [예] 서로 다른 종류의 원자가 결합 : HF,HCl, NO 등 다원자 분자 : 쌍극자모멘트의 벡터 합이 “0”가 아닌 분자 [예] H2O, NH3, CH3Cl 등 극성 분자 직선형 굽은 형 삼각뿔형 비공유 전자쌍 O N H Cl H H H H H 비공유 전자쌍과 극성 중심 원자에 비공유 전자쌍이 1개라도 있으면 극성 분자

힘의 합성과 힘의 평형 ← 나란하지 않게 작용하는 직각의 두 힘의 합력과 그 합력과 평형이 되는 힘 F F2 F2 F2 F2 = F1 F1 F1 F’ = F1 나란하지 않게 작용하는 직각의 두 힘의 합력과 그 합력과 평형이 되는 힘 F1 F1 F2 F1 F2 F1 F2 ← F2 = F = F 나란하지 않게 작용하는 직각이 아닌 두 힘의 합력과 그 합력과 평형이 되는 힘 무극성 및 극성 확인하기 예?

극성 분자와 무극성 분자의 성질 극성 분자 무극성 분자 분자내 전하의 분포 전기적 성질 전기장에서의 배열 가 용 성 고르지 않게 분포 부분 전하를 갖임 고르게 분포 부분 전하를 갖지 않음 전기적 성질 대전체에 끌림(액체상태) 대전체에 끌지 않음(액체상태) 전기장에서의 배열 일정한 방향으로 배열(기체상태) 전기장의 영향을 받지 않아 불규칙한 배열(기체상태) 가 용 성 극성용매에 잘 용해(수용성) 무극성 용매에 잘 용해(유용성)

두 원소의 전기 음성도 차이와 화학결합 두 원소의 전기 음성도 값을 각각 EA, EB 라고 할 때 [Ex] 1. HCl : ㅣEH - EClㅣ = l2.1-3.0l = 0.9 → 극성 공유 결합 물질 2. LiF : ㅣELi - EFㅣ= l1.0-4.0l = 3.0 → 이온 결합 물질 3. HF : ㅣEH - EFㅣ= l2.1-4.0l = 1.9 예외적으로 전기 음성도 차이가 1.7보다 크지만 이온 결합성이 50% 미만이므로 극성 공유결합 분자로 분류

전기 음성도 차이와 결합의 이온성 • • • • • • • • • • • LiF KCl KF KBr NaCl LiBr LiI 100 LiF • • 이온성 >50% 이온 결합 KCl KF KBr • • • NaCl 이 온 성 % LiBr 공 유 성 % LiI • • 50 이온성 <50% 공유 결합 50 • HF LiBr • HCl HI • • 100 1.7 전기 음성도 HCl : lE H – E Cll = l2.1-3.0l = 0.9(극성 공유 결합) LiF : lE Li – E Fl = l1.0-4.0l = 3.0(이온 결합) HF : lE H – E Fl = l2.1-4.0l = 1.9(이온 결합 → 극성 공유 결합) HF는 전기 음성도 차이가 1.7보다 커서 이온 결합으로 되어야 하나 이온 결합성이 50% 보다 적으므로 극성 공유 결합 분자로 분류

분자간의 힘 쌍극자-쌍극자간의 힘(극성 분자간) 쌍극자-유발 쌍극자간의 힘(극성 분자와 무극성 분자간) 극성 분자의 (+)전하를 띤 부분과 다른 극성 분자의(-)전하를 띤 부분이 서로 접근할 때 작용하는 정전기적 인력 분자의 극성이 클수록 분자간의 힘이 더 커져 끓는점이 높아진다 극성 분자는 비슷한 분자량을 가지는 무극성 분자보다 분자간의 힘이 강함 쌍극자간의 힘은 저온에서는 증가하나, 고온에서는 감소 쌍극자-유발 쌍극자간의 힘(극성 분자와 무극성 분자간) 극성 분자의 쌍극자와 이 쌍극자에 의해 유도된 무극성 분자의 쌍극자간에 일어나는 정전기적 인력 . 분자간의 힘과 녹는점, 끓는점 : 고체나 액체 물질이 녹거나 끓을 때는 분자간의 힘이 약해지거나 끊어진다. 따라서 분자간의 힘이 클수록 녹는점과 끓는점이 높고, 분자간의 힘이 작을수록 녹는점과 끓는점은 낮아진다. 편극 현상 : 극성 분자와 무극성 분자가 가까워질 때 극성분자에 의해 무극성 분자의 전자구름이 순간적으로 한쪽으로 치우쳐서 부분 전하를 띠게 되는 현상 유발 쌍극자 : 무극성 분자가 이웃 한 극성 분자에 의해 편극 현상이 일어나 생성된 쌍극자

전자들이 극성 분자의 부분 음전하의 반대쪽으로 편극과 유발 쌍극자 무극성 분자의 전자구름이 인력에 의해 극성 분자의 부분 양전하 쪽으로 끌려와 부분 전하를 띠게 된다 무극성 분자의 전자구름이 반발력에 의해 극성 분자의 부분 음전하의 반대 쪽으로 밀려나 부분 전하를 띠게 된다 - + + - - - + + - + + - - + + + - - + - - + + - 극성 분자에 의해 유도되었기 때문에 유발 쌍극자라 함 - + + - 극성 분자 - 극성 분자 + - 무극성 분자 무극성 분자 전자가 많아 부분 음전하를 띤다 전자가 적어 부부 양전하를 띤다 쌍극자 - 유발 쌍극자간의 힘 쌍극자 편극 + - + - + - 극성 분자 무극성 분자 전자들이 극성 분자의 부분 음전하의 반대쪽으로 밀려나 부분 음전하를 띠게 된다

분산력(무극성 분자간) 극성물질과 무극성 물질의 끓는점 – (추가) 순간 쌍극자와 이 쌍극자에 의해 유도된 다른 무극성 분자의 유발 쌍극자 사이에 작용하는 인력 분자량이 크면 편극이 일어나는 정도가 크기 때문에 분산력이 증대 분자량이 비슷하면 접촉면적(표면적)이 클수록 분산력 증대 극성물질과 무극성 물질의 끓는점 – (추가) 무극성 물질 극성 물질 무극성 물질 : 분자량 ↑→끓는점↑ 분자량이 비슷한 극성 물질과 무극성 물질의 끓는점 : 극성 물질〉무극성 물질 [분산력은 비슷하나 극성 분자는 쌍극자-쌍극자간의 힘이 존재] 화학식 분자량 끓는점℃ 화학식 분자량 끓는점℃ CH4 16 -164 NH3 17 -33 SiH4 32 -112 PH3 34 -85 Br2 160 59 ICl 162 97 순간 쌍극자 : 무극성 분자에 순간적인 편극 현상이 일어나 일시적으로 생성된 쌍극자 반 데르발스 힘 : 좁은 의미에서 분산력 뜻하며, 일반적으로는 분자간에 작용하는 힘을 총칭하는 용어

무극성 분자간의 인력(분산력) 어느 순간에 전자들이 한쪽으로 몰려 아주 짧은 시간동안 쌍극자를 갖는다 분산력 + - + 유발 쌍극자 분자 내의 전자들이 끊임없이 운동 운동하던 전자들이 순간 한쪽으로 몰리는 편극 현상이 일어나 아주 짧은 시간동안 쌍극자를 갖임 순간 쌍극자에 의해 이웃해 있던 무극성 분자에 편극 현상이 일어나 유발 쌍극자를 갖임

수소 결합 전기 음성도가 큰 F, O, N 원자에 직접 H 원자 결합된 분자에서 H 원자와 이웃 한 분자의 F, O, N 원자간에 작용하는 분자간의 힘 부분 양전하(+)를 띠는 H와 부분 음전하(-) 를 띠는 F, O, N간의 강한 인력에 의해서 생성 원자간 공유 결합보다는 약하나 분자간의 인력 중 가장 강함 H | H— N H | H— N

수소 결합 모형 공유 결합보다 약하다는 것을 나타내기 위하여 점선으로 표시 상태 변화가 일어나면 수소 결합이 끊어짐 나타내기 위하여 점선으로 표시 상태 변화가 일어나면 수소 결합이 끊어짐 분자간 인력인 수소 결합이 원자간 공유 결합보다는 약한 것은 결합 길이가 공유 결합보다 길기 때문 F - - 0.092nm - F 0.18nm O 134℃ + H 0.10nm H H H H H + F F + + - O + + O 수소 결합 - - H - H + 0.178nm + 수소 결합 H H HF의 수소 결합 + H2O의 수소 결합 +

수소 결합하는 분자와 하지 않는 분자 수소 결합하는 분자 수소 결합하는 분자 H H H H H O H N H N H C O C x x H H H H H H CH3 O와 H가 수소결합이 가능하지만, 각각 C와 결합되어 있어 수소결합 하지 않는다 O H O H CH3 수소결합은 분자간의 힘 수소결합은 이온결합, 공유결합과 같은 화학결합은 아니다. 분자간에 작용하는 인력이지만 보통의 분자간의 인력보다 매우 크기 때문에 결합이라는 용어를 사용한다. 배위결합 : H2O + H+

수소 결합 물질의 특성 분자량이 비슷한 다른 물질에 비해 녹는점, 끓는점이 높다 이합체나 다합체를 형성 물과 수소결합을 하는 물질은 물에 매우 잘 녹는다 – 에타놀, 포도당 등 H3C=O H-O F H F H F H I I O-H O=CH3 이 합 체 다 합 체 분자간 인력과 물질의 끓는점 분자량이 큰 물질일수록 끓는점이 높다. 분자량이 비슷할 경우, 극성 물질은 무극성 물질보다 끓는점이 높다. 수소결합을 하는 물질은 분자량의 차이가 크지 않을 경우 끓는점이 가장 높다.

분자량이 비슷한 다른 분자들에 비해 녹는점, 끓는점이 높고, 수소 결합에 의한 물의 특성 분자량이 비슷한 다른 분자들에 비해 녹는점, 끓는점이 높고, 융해열과 기화열이 크다 수소결합에 의해 분자간의 인력이 커서, 인력을 끊는데 많은 열이 필요 물이 얼 때 부피가 증가 물이 얼 때 수소 결합에 의한 빈 공간이 많은 육각형의 구조가 형성되기 때문에 밀도가 작아진다 비열이 크다 가해준 열에 의해 수소 결합이 끊어지며 열을 저장할 수 있기 때문 표면장력이 크다 수소 결합에 의해 분자간 인력이 크기 때문 비열 : 어떤 물질의 온도를 올리는데 필요한 열을 비교하기 위한 값 물질 1g을 1℃ 올리는데 필요한 열량 융해열 : 고체를 녹여 액체상태로 만드는데 필요한 열량 기화열 : 액체에서 기체로 될 때 외부로부터 흡수하는 열량으로, 증발열이라고도 함

공유결합과 분자 종합 전자쌍간 반발력의 크기 전기 음성도 극성 분자와 무극성 분자 비공유 전자쌍간 〉 비공유-공유 전자쌍간 〉 공유 전자쌍간 전기 음성도 공유결합에서 원자가 공유 전자쌍을 끌어당기는 힘의 상대적 세기 극성 분자와 무극성 분자 극성 분자 무극성 분자 정의 극성 공유결합을 하는 분자가 비대칭 구조를 이루고 있어서 쌍극자 모멘트의 합이 “0”로 되지 않는 분자 무극성 공유결합으로 이루어진 분자나, 극성 공유결합을 하는 분자가 대칭 구조를 이루고 있어서 쌍극자 모멘트의 합이 “0” 로 되는 분자 성질 대전체에 끌리고, 전기장에서 일정한 방향으로 배열 대전체에 끌리지 않고, 전기장의 영향을 받지 않는다. 예 HCl, H2O, SO2, NH3, CH3OH 등 H2, CO2, CH4, BF3, C6H2 등

분자의 모양과 극성 분자간의 힘 03/31 족 분자 공유 전자쌍 비공유 전자쌍 분자 모양 분자의 극성 1 LiH 1 - 직선형 극 성 2 BeF2 2 직선형 무극성 13 BF3 3 평면 삼각형 무극성 14 CH4 4 정사면체형 무극성 15 NH3 3 1 삼각뿔형 극 성 16 H2O 2 2 굽은형 극 성 17 HF 1 - 직선형 극 성 분자간의 힘 종류 분자의 종류 끓는점과의 관계 분자의 예 쌍극자간 인력 극성 분자간에 작용 분자의 극성이 클수록 끓는점이 높다 HCl, PH3, H2S 분산력 모든 분자간에 작용 분자량이 클수록 끓는점이 높다 Cl2, CH4, HCl 수소결합 F, O, N에 H가 결합된 분자 분자량에 비해 끓는점이 매우 높다 HF, H2O, NH3 03/31

화 학 반 응 화학반응과 에너지 반응속도와 화학평형 산과 염기의 반응 산화와 환원반응

화학반응과 에너지 물질의 변화와 엔탈피 헤스의 법칙과 결합 에너지

물질의 변화와 엔탈피 발열반응과 흡열반응 발열반응 발열반응의 특징 주변과 반응계의 온도 상승[반응에 의하여 반응계가 열을 방출하므로] 생성물질은 안정[반응물질보다 에너지가 적으므로] 반응계의 에너지와 주변의 에너지 합은 일정 [에너지 보존의 법칙] 발열반응의 에너지 변화 반응물질의 에너지 〉 생성물질의 에너지 물질이 가진 화학 에너지가 열에너지로 전환되어 주변으로 이동 ☞ 주변 온도 상승 화학반응이 일어날 때 반응물질과 생성물질이 가진 에너지 차이만큼의 열 방출 ☞ 반응열(Q) 〉0

발열반응의 에너지 변화 반응물질과 생성물질이 가진 에너지의 차이만큼 열 방출 반응계 생성물질이 반응물질보다 에너지가 적다 주변 에너지가 낮아진다 열이 방출되어 반응계 (안정성 증가) 반응열 Q 에너지 생성물질이 반응물질보다 에너지가 적다 생성물질 반응계가 열을 방출 생성 경로

발열반응의 예 연소반응 : CH4 (g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) +890.4kJ 중화반응 : HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O + 57.7kJ 반응계와 주변 : 반응계는 반응이 직접 일어나는 영역으로 화학반응에서는 반응물질과 생성물질을 의미, 반응계를 제외한 나머지 모든 영역을 주변이라고 한다. 에너지 보존의 법칙 : 화학반응에서 에너지가 출입하지만 총 에너지는 보존된다. 즉, 반응계가 에너지를 잃으면 주변이 에너지를 얻고, 반응계가 에너지를 얻으면 주변은 에너지를 잃는다. [반응계의 에너지 + 주변의 에너지 = 일정] 반응열(Q) : 화학반응이 일어날 때 방출 또는 흡수되는 열

흡열반응 흡열반응의 특징 흡열반응의 예 주변과 반응계의 온도 하강[반응에 의하여 반응계가 열을 흡수하므로] 생성물질은 불안정[반응물질보다 에너지가 크므로] 반응계의 에너지와 주변의 에너지 합은 일정 [에너지 보존의 법칙] 흡열반응의 에너지 변화 생성물질의 에너지 〉 반응물질의 에너지 흡수한 열에너지가 화학 에너지로 전환되어 생성물질에 축적 ☞ 주변 온도 하강 화학반응이 일어날 때 반응물질과 생성물질이 가진 에너지 차이만큼의 열 흡수 ☞ 반응열(Q)〈 0 흡열반응의 예 열분해 : CaCO3(s) → CaO (s ) + CO2 (g) –178.3kJ 광합성 : 6CO2(g)+2H2O(l) → 6(CH2O)(s )+6O2(g)+6H2O(l) -2820kJ 물의 전기분해 : 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) –571kJ

흡열반응의 에너지 변화 반응물질과 반응물질이 가진 에너지의 차이만큼 열 흡수 반응계 생성물질이 반응물질보다 에너지가 높다 주변 반응계 열이 방출되어 에너지가 높아진다 반응열 Q 에너지 (안정성 감소) 생성물질이 반응물질보다 에너지가 높다 반응물질 반응계가 열을 흡수 생성 경로

발열반응과 흡열반응의 올바른 이해 발열반응 : 발열반응이 일어나 온도가 올라갔다고 해서 물질이 가진 에너지가 많아졌다고 생각하면 안 된다. 발열반응에서는 물질이 가지고 있던 화학 에너지가 열로 방출되는 것이므로 물질이 가지고 있는 에너지는 감소한다. 극지방에서는 날씨가 매우 추울 때 얼음집의 안쪽 벽에 물을 뿌려 실내 온도를 높인다. 물이 얼음으로 변할 때 열(응고열) 방출 흡열반응 : 흡열반응이 일어날 때 열을 흡수하므로 온도가 올라 갈 것으로 생각하면 안 된다. 흡열반응이 일어날 때 주변으로부터 흡수한 열은 화학 에너지로 바뀌어 생성물질 속에 저장되므로 온도가 내려간다. 흡열반응이라고 해서 꼭 열 에너지를 흡수하는 것은 아니다. 화학반응 중에는 열 에너지 대신 빛 에너지나 전기 에너지를 흡수하는 흡열반응도 있다. 냉장고에서 압축된 냉매을 분산시켜 내부의 온도를 낮춘다. 기체가 팽창할 때는 열을 흡수하고 압축할 때는 열을 방출한다. 따라서 압축된 냉매를 분산시키면 팽창하면서 열을 흡수하여 냉장고 내부(주변) 온도가 내려간다.

엔탈피 엔탈피(Enthalpy, H) 엔탈피 변화 (∆H) 어떤물질이 가지고 있는 고유의 총 에너지 함량을 엔탈피라 함 표준 엔탈피(H o) : 25℃, 1기압에서의 엔탈피 엔탈피는 온도와 압력에 따라 상이,일반적으로 아무 조건 없이 주어진 엔탈피값은 25℃, 1기압에서의 값을 나타낸다 엔탈피 변화 (∆H) 화학반응에서 열의 출입 : 반응물질이 가진 엔탈피의 합과 생성물질이 가진 엔탈피의 합이 다르므로 열의 출입이 일어난다 엔탈피 변화 (∆H) : 생성물질의 총 엔탈피 – 반응물질의 총 엔탈피 엔탈피 변화를 반응 엔탈피라고도 한다 발열반응 : 반응물질의 엔탈피 〉 생성물질의 엔탈피 ⇒ 반응이 진행되면서 엔탈피 감소, ∆H〈 0 H2 (g) +1/2O2(g) → H2O, ∆H = -285.5kJ 흡열반응 : 반응물질의 엔탈피 〈 생성물질의 엔탈피 ⇒ 반응이 진행되면서 엔탈피 증가, ∆H 〉0 N2(g) +O2(g) → 2NO, ∆H = +181kJ

반응열(Q)과 엔탈피 변화 (∆H) 반응열(Q)과 엔탈피 변화 (∆H) 구분 열을 방출하거나 흡수하는 것 반응열 = 반응물질의 총 에너지 - 생성물질의 총 에너지 발열반응 : 열이 방출되어 생성물질의 에너지가 더 적으므로 (+)값 흡열반응 : 열을 흡수하여 생성물질의 에너지가 더 크므로 (-)값 엔탈피(H) : 물질이 가지는 여러 가지 에너지의 총 합을 나타내는 것으로 , 엔탈피 변화(∆H)는 반응물질과 생성물질의 엔탈피 변화를 의미하는 것으로 일정한 압력에서 반응이 일어날 때의 반응열을 나타내는 것 반응 엔탈피 = 생성물질의 총 에너지 - 반응물질의 총 에너지 발열반응 : 생성물질의 에너지(엔탈피) 더 작으므로 (-)값 흡열반응 : 생성물질의 에너지(엔탈피)가 더 크므로 (+)값

물질의 엔탈피 화학반응에서 열의 출입-발열반응, 흡열반응 물질의 엔탈피는 그 물질이 구성하는 원자 사이의 공유결합 에너지, 분자들의 운동 에너지, 원자 핵 속의 핵 에너지, 전자가 가지는 에너지 등의 모든 에너지를 포함하는 값이다 화학반응에서 열의 출입-발열반응, 흡열반응 에너지를 많이 가지고 있는 물질이 반응하여 에너지를 적게 가지는 물질로 되면 그 차이 만큼의 에너지를 주위로 방출한다. 반대로 에너지를 적게 가지고 있는 물질이 반응하여 에너지를 많이 가지는 물질로 되면 그 차이 만큼의 에너지를 주위로 흡수한다.

열화학 반응식 열화학 반응식 화학반응이 일어날 때 에너지의 방출이나 흡수를 나타낸 화학반응식 [Ex] H 2 (g) + 1/2O2(g) → H2O(l) +285.5kJ 반응식에서 출입 에너지는 반응열(Q)이나 엔탈피 변화(∆H)로 표시 반응열(Q) : 발열반응 (+), 흡열반응 (-)로 표시 엔탈피 변화(∆H) : 발열반응 (-), 흡열반응 (+)로 표시 발열반응 : 열이 방출되므로 Q 〉0, ∆H〈 0 [Ex] H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) +285.5kJ H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l), ∆H = -285.5kJ 흡열반응 : 열을 흡수하므로 Q〈 0, ∆H 〉0 [Ex] N2(g) + O2(g) → 2NO(g) -181kJ N2(g) + O2(g) → 2NO(l), ∆H = +181kJ

열화학 반응식에서 유의점 Q 와 ∆H 의 크기는 열화학반응식에 표시되는 계수만큼의 몰수에 해당하는 열량이다 [Ex] 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) + 571.0kJ(∆H = -571.0kJ) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) + 483.6kJ(∆H = -483.6kJ) g(gas), l(liquid), s(solid), aq(aqueous) 온도와 압력 표시(온도와 압력에 따라 Q 값 상이) 온도나 압력의 표시가 없으면 25℃, 1기압에서의 값 Q 와 ∆H 는 반응하는 물질의 몰수에 비례하므로 반응식의 계수를 정수배하면 Q 와 ∆H 도 같은 정수비가 된다 [Ex] H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) + 285.5kJ(∆H = -285.5kJ) 화학반응이 역으로 진행되면 Q 와 ∆H 는 원래반응과 비교하여 크기는 같고, 부호만 반대 [Ex] 2Hg2(l) + O2(g) → 2HgO(s) +182kJ(∆H = -182kJ) 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g) - 182kJ(∆H = +182kJ)

수소의 연소반응에서 에너지의 변화 + 에너지가 많다 2H2(g) O2(g) 에 너 지 2몰의 수소를 연소시켜 2몰의 물(l)을 생성할 때 방출되는 에너지 483.6kJ 571.0kJ 2몰의 수소를 연소시켜 2몰의 수증기를 생성 할 때 방출되는 에너지 2H2O(g) 87.4kJ 2H2O(l) 에너지가 적다 2몰의 수증기에서 2몰의 물이 생성할 때 방출되는 에너지 반응 경로

반응열의 종류 생성열 (∆Hf) 화합물 1몰이 그 성분원소의 가장 안정한 홀 원소 물질로부터 생성될 때 흡수 또는 방출되는 열량 표준 생성열(∆Hf o ) : 표준상태(25℃, 1기압)에서의 생성열 표준 생성열 계산(∆Hf o ) [Ex] H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) +285.5kJ(∆H = -285.5kJ) 물의 표준 생성열(∆Hf o) = -285.5kJ/1mol = -285.5kJ/mol N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) +92.2kJ(∆H = -92.2kJ) 암모니아의 표준 생성열(∆Hf o) = -92.2kJ/2mol = -46.1kJ/mol

동소체가 있는 경우에는 표준상태에서 가장 안정한 물질 생성열과 물질의 안정성 : 표준 생성열이 작을수록 상대적으로 안정 홀원소 물질의 표준 생성열 : “0” 동소체가 있는 경우에는 표준상태에서 가장 안정한 물질 [Ex] 산소 : 가장 안정한 홀 원소 물질 O2(g) ⇒ O2(g)의 ∆Hf o = 0 탄소 : 가장 안정한 홀 원소 물질 흑연(s) ⇒ 흑연의 ∆Hf o = 0 생성열과 물질의 안정성 : 표준 생성열이 작을수록 상대적으로 안정 [Ex] 물과 수증기의 안정성 비교 H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g) (∆H = - 241.8kJ) H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) (∆H = -285.5kJ) 물이 수증기에 비해 43.7kJ/mol 작으므로 안정 H2(g) + 1/2O2 (g) [탄화수소의 안정성 비교] 에 너 지 ∆Hf o = -241.8kJ ∆Hf o = -285.5kJ 물 질 CH4 C2H2 C2H4 C2H6 ∆Hf o(kJ/mol) -74.8 226.7 92.3 -84.7 H2O (g) 표준 생성열이 가장 낮은 것은 C2H6 이므로 이들 탄화수소 중 가장 안정한 것은 C2H6 이다 H2O (l) 반응 경로 표준 생성열을 이용하여 물질의 안정성을 비교할 때에는 같은 원소로부터 생성되는 경우에만 가능

동소체와 표준 생성열 산소와 탄소의 표준 생성열 동소체 : 한 가지의 같은 원소로 이루어져 있으나 모양이나 성질이 서로 다른 물질 [Ex] 흑연 vs 다이아몬드 산소와 탄소의 표준 생성열 물 질 산 소 탄 소 O(g) O 2 (g) O3(g) C(g) C(s) 흑연 C(s) 다이아몬드 ∆Hf o(kJ/mol) 249.2 0.0 142.7 716.7 0.0 1.9 O2(g) 및 C(s)가 표준상태에서 가장 안전한 홀 원소 물질이므로 표준 생성열이 “0” ※ 홀 원소 물질이라 해서 모두 표준 생성열이 “0”인 것은 아니고, 홀 원소 물질 중에서 가장 안정한 물질의 표준 생성열이 “0”

표준 생성열과 엔탈피 변화 표준 생성열을 물질의 상대적 엔탈피값으로 사용할 수 있으므로 화학반응의 엔탈피 변화를 생성물질과 반응물질의 표준 생성열 차이로 산출 [Ex] 표준 엔탈피 변화 (∆H o) = 생성물질의 총 엔탈피 – 반응물질의 총 엔탈피 = 생성물질의 총 표준 생성열 – 반응물질의 총 표준 생성열 물질의 표준 생성열(kJ/mol, 25℃, 1기압) 물 질 ∆Hf o 물 질 ∆Hf o 물 질 ∆Hf o CH4(g) - 74.8 CO2(g) -393.5 NH3(g) -46.17 C2H2(g) +226.7 CH3OH(l) -238.7 NO(g) +90.57 C2H4(g) +52.3 C2H5OH(l) -277.7 SO2(g) -296.8 C2H6(g) -84.7 H2O(l) -285.5 HCl(g) -92.3 [Ex] 에틸렌(C2H4)의 연소반응에서 표준 엔탈피 변화 C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O , ∆H o = ? ∆H o = [2∆Hf o(CO2) + 2∆Hf o(H2O)] – [∆Hf o(C2H4) + 3∆Hf o(O2)] = [2x(-393.5) + 2x(-285.5)]- [52.3 + 3x0] = -1410.3kJ/mol ∴ ∆H o = -1410.3kJ/mol

화합물 1몰이 성분원소 물질로 분해될 때 흡수 또는 방출되는 열량 분해열은 생성열과 절대값은 같으나 그 부호는 반대 NO(g) →1/2N2(g) + 1/2O2(g), ∆H = -90.5kJ ⇒ NO(g)의 분해열 (∆H )은 –90.5kJ, 생성열(∆Hf)은 +90.5kJ 연소열 화합물 1몰이 완전히 연소할 때 발생하는 열량 연소반응은 모두 발열 반응이므로 연소열 (∆H ) 은 (-)값을 가진다 C(s) +O2(g) → CO2(g), ∆H = -393.5kJ CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l), ∆H = -890.3kJ 메탄의 연소열 주요 물질의 연소열(kJ/mol, 25℃, 1기압) CH4(g)+2O2(g) 에 너 지 물 질 C(g) CH4(g) C3H8(g) C4H10(g) 연소열(∆H ) -393.5 -890.4 -2219.0 2280.0 ∆H = -890.4kJ CO2(g)+2H2O(g) 반응 경로

용해열 화합물 1몰을 용매에 용해 시킬 때 흡수 또는 방출되는 열량 고체의 용해 : 용해과정은 대부분 흡열반응 (∆H 〉0) [예외] CaO, NaOH, CaCl2 등은 발열반응 기체와 액체의 용해 : 용해과정은 대부분 발열반응 (∆H 〈 0) 주요 물질의 용해열(kJ/mol, 25℃, 1기압) 물 질 용해열(∆H ) 물 질 용해열(∆H ) NaCl(s) 3.9 (흡열반응) HCl(g) -75.3 CaO(s) -76.9 (발열반응) NH3(g) -34.9 NaOH(s) -42.4 (발열반응) CO2 (g) -24.8 CaCl2(s) -81.3 (발열반응) H2SO4(l) -81.9 상태 변화에 따른 열의 출입 승화(흡열) 용해(흡열) 기화(흡열) 고체 액체 기체 응고(발열) 액화(발열) 승화(발열)

중화열 산의 수소 이온(H+) 1mol과 염기의 수산화 이온(OHㅡ ) 1mol이 중화반응으로 H2O(l) 1mol이 생성될 때 발생하는 열량 중화열(∆H )은 –57.7kJ/mol로 일정(반응하는 산, 염기에 무관) HCl(aq) +NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq), ∆H = -57.7kJ CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(l), ∆H = -57.7kJ 중화반응의 알짜 이온 반응식 H+(aq)+ OHㅡ(aq) → H2O(l), ∆H = -57.7kJ 중화열 황산(H2SO4) 1몰을 완전히 중화 시킬 때 에너지 방출량은? ① 중화되는 H+는 2몰이므로57.7kJx2 = 115.4kJ이다. H2SO4(aq) + 2BaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O(aq) +115.4kJ ② 반응열은 물질 1몰에 대한 값이므로 중화열은 물 1몰이 생성될 때의 반응열이다. ③ 반응에서 물 2몰이 생성되었으므로 물 1몰 생성시의 중화열로 계산하여야 한다. 115.4kJ/2 = 57.7kJ(중화열) H+(aq)+OHㅡ(aq) 에 너 지 ∆H = -57.7kJ H2O(l) 반응 경로

반응열 종합 생성열과 분해열 연소열 : 발열반응((∆H 〈 0 ) 절대값은 같고 부호만 반대 에 너 지 1/2N2(g) + 1/2O2(g) -90.5kJ +90.5kJ NO(g) 반응 경로 연소열 : 발열반응((∆H 〈 0 ) 용해열 : 기체 - 대부분 발열반응 (∆H 〈 0 ), 고체 – 대부분 흡열반응 (∆H 〉0 ) 중화열 : 발열반응((∆H = -57.7kJ/mol)

열용량(C ) : 물질의 온도를 1℃ 높이는데 필요한 열량 (J/℃) 열량(Q) : 물질의 온도를 높이기 위하여 필요한 열량은 반응열의 측정 비열과 열용량 비열(c) : 물질 1g의 온도를 1℃ 높이는데 필요한 열량 (J/g•℃) 열용량(C ) : 물질의 온도를 1℃ 높이는데 필요한 열량 (J/℃) 열용량(C) = 물질의 비열(c) x 물질의 질량(m) 열량(Q) : 물질의 온도를 높이기 위하여 필요한 열량은 물질의 비열과 질량, 온도변화의 곱으로 표시 열량(Q) = 비열(c) x 질량(m) x 온도 변화(∆t) = 열용량(C) x 온도 변화(∆t) 비열의 측정 스티러폼 컵 열량계, 봄 열량계

발열반응과 흡열반응/엔탈피/열화학 반응식 종합 발열 반응 흡열 반응 정 의 화학반응이 일어날 때 열을 방출하는 반응 화학반응이 일어날 때 열을 방출하는 반응 에너지 변화 반응 물질 에너지가 많다 에너지가 많다 생성 물질 에 너 지 에 너 지 열 흡수 Q 〈 0 ⊿H 〉 0 열 방출 Q 〉 0 ⊿H 〈 0 에너지가 적다 (안정하다) 에너지가 적다 (안정하다) 생성 물질 반응 물질 반응 경로 반응 경로 물질의 에너지 반응 물질 〉생성 물질(안정) 반응 물질(안정)〈 생성 물질 반응계의 온도 상승 하강 반응의 예 연소반응, 중화반응, 산과 금속간의 반응 광합성, 열분해, Ba(OH)2 +NH4Cl 반응열(Q) 반응이 일어날 때 방출 열, Q 〉0 반응이 일어날 때 흡열, Q 〈 0 엔탈피 변화(⊿H) ⊿H 〈 0 ⊿H 〉0

반응열의 종류 종합 생성열 어떤 화합물 1몰이 그 성분 원소의 가장 안정한 홀원소 물질로부터 생성될 때 흡수 또는 방출하는 열량 [Ex] H2 (g)+1/2O2(g) → H20(l), ⊿H = -285.5kJ 분해열 화합물 1몰이 성분 원소 물질로 분해될 때 흡수 또는 방출하는 열량 [Ex] NO(g) → 1/2N2 +1/2O2(g) , ⊿H = -90.5kJ 연소열 물질 1몰이 완전히 연소할 때 발생하는 열량 [Ex] C(s) + O2(g) → CO2(g), ⊿H = -393.5kJ 용해열 물질 1몰을 다량의 용매에 완전히 연소시킬 때 흡수 또는 방출하는 열량 [Ex] H2SO4(l) + 물 → H2SO4(aq), ⊿H = -81.9kJ 중화열 산의 수소이온(H+) 1몰과 염기의 수산화 이온(OHㅡ) 1몰이 중화반응하여 H2O(l) 1몰이 생성될 때 발생하는 열량 [Ex] HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l), ⊿H = -57.7kJ 반응열의 측정 종합 비열 물질 1g의 온도를 1 ℃ 높이는데 필요한 열량(J/g. ℃) 열용량 물질의 온도를 1℃ 높이는데 필요한 열량(J/ ℃ ) 열량 어떤 물질의 온도를 높이기 위하여 필요한 열량은 물질의 비열과 질량 및 온도의 곱으로 표시 열량(Q) = 비열(c) x 질량(m) x 온도 변화 (⊿t ) = 열용량(C) x 온도 변화(⊿t )

화학변화에서 반응 전후 물질의 종류와 상태가 같으면 헤스의 법칙과 결합 에너지 헤스의 법칙(총 열량 불변의 법칙) 화학변화에서 반응 전후 물질의 종류와 상태가 같으면 반응 경로가 달라도 출입하는 열량의 총합은 일정 [Ex] 탄소의 연소 경로 1. C(s) +O2 (g) → CO2(g), ∆H 1 = -393.5kJ 경로 2. C(s) +1/2O2(g) → CO(g), ∆H 2 = -110.5kJ CO(s) +1/2O2(g) → CO2(g), ∆H 3 = -283.0kJ 경로1 : 경로 2 = ∆H 1 : [∆H 2 + ∆H 3] = -393.5kJ : -393.5kJ 등산 경로는 달라도 산 정상에서의 높이와 위치 에너지는 같다 순차적 이온화 에너지

헤스의 법칙 이용 반응열을 알고 있는 다른 열화학 반응식 이용 [Ex] 일산화탄소의 생성열, C(s,흑연) + 1/2O2(g) → CO(g), ∆H 1 = ? C(s,흑연) +O2 (g) → CO2(g), ∆H 1 = -393.5kJ ‥ ‥ ‥① -)CO(g) +1/2O2(g) → CO2(g), ∆H 3 = -283.0kJ ‥ ‥ ‥② ① - ② C(s,흑연) +1/2O2(g) → CO(g), ∆H = -110.5kJ C(s,흑연)+O2(g) 에 너 지 ∆H 1 = -110.5kJ CO(g)+1/2O2(g) ∆H 2 = -393.5kJ ∆H 3 = -283.0kJ CO2(g) 반응 경로

헤스의 법칙을 이용 반응열 구하는 방법 [Ex] CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g), ⊿H = ? CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g), ⊿H1 = -890kJ CO(g) + 1/2O2(g) → CO2(g), ⊿H2 = -283kJ H2(g) + 1/2O2(g) → 3H2O(g), ⊿H3 = -242kJ ① ② ③ 반응식 에 포함된 물질 중 CH4 (g)는 ①식에만 있으므로 ⊿ H = ⊿ H 1 ①식과 반응식의 CH4 (g)의 계수(1) 조정 ⊿ H = ⊿ H 1 ①식과 반응식에서 CH4(g)가 다 같이 반응 물질이므로 “+” ⊿ H = ⊿ H 1 반응식 에 포함된 물질 중 CO(g)는 ② 식에만 있으므로 ⊿ H = ⊿ H 1 + ⊿ H 2 ②식과 반응식의 CO(g)의 계수(1) 조정 ⊿ H = ⊿ H 1 + ⊿ H 2 CO(g)이 ②식에서는 반응 물질이고, 반응식에서는 생성 물질이므로 “-” ⊿ H = ⊿ H 1 - ⊿ H 2 반응식 에 포함된 물질 중 H2(g)는 ③ 식에만 있으므로 ⊿ H = ⊿ H 1 - ⊿ H 2 + ⊿ H 3 ③ 식의 H2(g)의 계수는 1이고, 반응식에서는 3 이므로 ⊿ H = ⊿ H 1 - ⊿ H 2 + 3⊿H 3 H2(g)가 ③식에서는 반응 물질이고, 반응식에서는 생성 물질이므로 “-” ⊿H = ⊿H1 - ⊿H2 - 3⊿H3 CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) -) CO(g) + 1/2O2(g) → CO2(g) CH4(g) + 3/2O2(g) → 2H2O(g) + CO(g) -)3H2(g) + 3/2O2(g) → 3H2O(g) CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g) ⊿H = ⊿ H 1 - ⊿ H 2 - 3⊿ H 3 = -890kJ –(-283kJ) –3x(-242kJ) = 119kJ

결합 에너지와 반응열 결합 에너지 화학반응과 결합 : 화학반응이 일어나면 반응물질을 구성하는 입자간의 결합은 끊어지고, 생성물질 구성을 위해 결합 생성 결합이 끊어질 때 에너지 흡수, 결합 생성시 에너지 방출 결합 에너지 : 기체 상태에서 두 원자 사이의 결합 1몰을 끊어 중성 원자로 만드는데 필요한 에너지 결합 에너지가 클수록 강한 결합 결합의 극성이 클수록, 단일결합보다 다중결합일수록 결합 에너지가 커진다 결합이 분해될 때와 생성될 때의 에너지 변화 H + H H + H 에 너 지 에 너 지 결합 형성 435.8kJ 열 방출 수소의 생성 에너지 수소의 결합 에너지 435.8kJ 흡수 H H H H

결합 엔탈피 : 원자간 결합이 끊어지는 반응에 대한 에탈피 변화 분자의 해리 에너지 : 분자 내의 모든 결합을 끊어 주요 결합의 결합 에너지(kJ/mol) 단일 결합 다중 결합 H-H 435.8 C-H 413.6 O-O 146.2 C=C 615.9 H-Cl 431.6 C-C 346.1 O-N 201.5 C≡C 842.2 H-I 299.6 C-N 325.2 O-H 463.4 C=O 804.5 F-F 159.2 C-O 356.2 N-H 391.8 O=O 498.6 Cl-Cl 242.6 C-Cl 325.2 I-I 151.3 N≡N 946.9 결합 엔탈피 : 원자간 결합이 끊어지는 반응에 대한 에탈피 변화 [Ex] 염화수소의 결합 에너지와 결합 엔탈피 HCl(g) +431.6kJ → H(g) + Cl(g) – 결합 에너지 HCl(g) → H(g) + Cl(g), ∆H = +431.6kJ – 결합 엔탈피 분자의 해리 에너지 : 분자 내의 모든 결합을 끊어 원자 상태로 만드는데 필요한 에너지 [Ex] 메탄의 해리 에너지 CH4의 해리에너지 : 4 x (C-H 결합 에너지) = 4 x 413.6kJ/mol = 1654.4kJ

결합 에너지와 반응열 결합 에너지와 반응열 결합이 생길 때는 에너지를 방출하고, 결합이 끊어질 때는 에너지를 흡수한다. 반응이 일어날 때 반응 물질의 결합이 끊어지고, 생성 물질의 결합이 생기므로 반응열은 다음과 같이 나타낼 수 있다. 반응열((∆H ) = (흡수하는 열량) – (방출하는 열량) = (끊어지는 결합 에너지의 합) – (생성되는 결합 에너지의 합) = (반응 물질의 결합 에너지의 합) – (생성물질의 결합에너지의 합)

수소와 염소가 반응하여 염화수소가 생성될 때의 반응열 수소와 염소가 반응하여 염화수소가 생성될 때의 에너지 변화 H2 (g) +Cl2(g) → 2HCl(g), ∆H = ? 수소와 염소가 반응하여 염화수소가 생성될 때 수소와 염소 각각의 분자가 결합을 끊고 원자 상태로 된 다음에 다시 재결합하여 염화수소 분자가 되는 것이다. 1단계 : 반응물질의 결합이 끊어지는 과정 H2 (g) + Cl2(g) → 2H(g) + 2Cl(g), ∆H 1 = +679kJ ⇒ ∆H 1 = [H-H결합 에너지] +[Cl-Cl결합 에너지] 2단계 : 생성물질의 결합이 생성되는 과정 – H-Cl 결합 2몰이 생성될 때 864kJ의 에너지 방출 2H(g) + 2Cl(g) → 2HCl(g), ∆H 2 = -864kJ ⇒ ∆H 2 = -(2 x H-Cl결합 에너지) – 결합 에너지는 결합을 끊는데 필요한 에너지이므로 결합이 생성될 때 방출되는 열량은 결합 에너지에 (-)부호를 붙인다. 3단계 : 헤스의 법칙 적용 – HCl이 생성될 때 전체 반응은 [1단계] + [2단계]이므로 전체 반응의 반응열(엔탈피 변화) 다음과 같다. ∆H = ∆H 1 + ∆H 2 = [(H-H 결합 에너지 + Cl-Cl 결합 에너지)] +(-2 x H-Cl 결합 에너지) = 679 + (-864) = 679 – 864 = -185kJ ∴ ∆H = -185kJ – 발열 반응 따라서 ∆H = 반응 물질의 결합 에너지의 합 – 생성물질의 결합 에너지의 합 Cl H 04/14

반응 속도와 화학 평형 반응 속도 화학 평형

반응 속도 화학반응의 빠르고 느린 정도 반응 물질의 감소량/반응 시간 생성 물질의 증가량/반응 시간 단위 : ml/sec, g/sec

화학 반응의 속도 = 반응 물질의 몰 농도 감소량/반응 시간 단위 : mol/L •sec, mol/L •min. 반응 속도의 표현 화학 반응의 속도 = 반응 물질의 몰 농도 감소량/반응 시간 = 생성 물질의 몰 농도 증가량/반응 시간 = 몰 농도의 변화/시간의 변화 단위 : mol/L •sec, mol/L •min. [Ex] 요드화수소 생성 반응 속도 H2(g) + I2(g) → 2HI(g) 반응 속도() = - ⊿ [H2]/⊿t = -⊿[I2]/⊿t = +[⊿[HI]/⊿t]/2 반응 물질의 농도는 시간이 지남에 따라 점점 감소하므로 농도 변화량은 음의 값을 갖는다 따라서 전체 값을 양의 값을 만들기 위해서 앞에 (-)를 붙인다 화학 반응식의 계수를 보면 H2와 I2가 1몰씩 반응하여 2몰의 HI가 생성된다. 즉 반응식의 계수비가 H2 : I2 : HI = 1 : 1 : 2일 때 물질의 반응 속도비는 H2 : I2 : HI = 1 : 1 : 2 따라서 HI의 반응 속도에 1/2배 해야 H2와 I2의 반응 속도와 같아진다. 즉 화학 반응식의 계수의 역수를 반응 속도 앞에 붙여주어야 반응 속도식이 완성된다. 몰농도 :용액 1L 속에 녹아있는 용질의 몰수 (단위 M, mol/L) 1M = 1mol/L

평균 반응 속도와 순간 반응 속도 평균 반응 속도 : 순간 반응 속도 : 반응이 진행된 구간의 농도 변화 (⊿[A]) 를 반응이 진행된 시간 (⊿t)으로 나누어 나타낸 속도(-⊿[A]/⊿t) 시간-농도 그라프에서 두 점을 지나는 직선의 기울기 순간 반응 속도 : 특정 시점에서의 반응 속도(-d[A]/dt) 시간-농도 그라프에서 한 점에서의 접선의 기울기

온도가 일정할 때 반응 속도는 반응 물질의 몰 농도의 곱에 비례 반응 속도식 반응 속도식 반응 속도와 농도의 관계를 나타내는 식 온도가 일정할 때 반응 속도는 반응 물질의 몰 농도의 곱에 비례 A와 B가 반응하여 C와 D가 생성되는 반응에서의 반응 속도식 aA +bB → cC + dD 반응 속도() = k [A]m[B]n [A]: A의 몰 농도, [B] : B의 몰 농도 m : A에 대한 반응 차수, n :B에 대한 반응 차수 k : 반응 속도 상수 반응 차수(m,n) : 반응 물질의 농도가 변화함에 따른 반응 속도가 어떻게 변하는지를 알려 주는 것으로, 전체 반응 차수는 m + n 반응 속도 상수(k) : 비례상수로 반응의 종류에 따라 상이하며 농도에는 영향을 받지 않으나 온도가 높을수록 커지며, 반응차수에 따라 단위가 달라진다. 반응 속도 상수(k) 단위 : 반응 속도식  = k[A]에서 k =  /[A] = mol/L•sec/mol/L = 1/sec

반응 물질의 농도 변화에 따른 반응 속도의 변화로 반응차수의 실험적 결정 반응 물질의 농도 변화에 따른 반응 속도의 변화로 반응 차수, 반응 속도 상수와 속도식 산출 aA +bB → cC 반응에서 반응물질의 농도를 달리하여 초기 반응 속도를 측정한 결과 실험 [A](mol/L) [B](mol/L) C의 초기 생성 속도(mol/L•sec.) 1 0.01 0.02 0.0001 2배 일정 4배 2 0.02 일정 0.02 2배 0.0004 2배 3 0.01 0.04 0.0002 ① A의 반응 차수(m) : 실험 1, 2에서 [B]는 일정, [A]는 2배일 때 반응 속도는 4(22)배이므로 m = 2 ② B의 반응 차수(n) : 실험 1, 3에서 [A]는 일정, [B]는 2배일 때 반응 속도는 2(21)배이므로 n = 1 ③ 전체 반응 차수 : m + n = 3 (3차 반응) ④ 반응 속도식 : m과 n을 반응 속도식에 대입 → v = k[A]2[B]1 = k[A]2[B] ⑤ 반응 속도 상수 k : 실험 1의 [A]와 [B]를 ④에 대입 0.0001 mol/L•sec. = k x (0.01 mol/L)2 x (0.02 mol/L) k = 0.0001 mol/L •sec./[(0.01 mol/L)2 x (0.02 mol/L)] = 0.0001 mol/L•sec./0.000002 mol3/L 3 = 50L2 /mol2 •sec. 반응 속도식 v = 50[A]2[B]

0차 반응과 1차 반응 (특이한 경우) – 대부분의 반응은 2차 이상 반응 속도식 A → B 반응에서 v = k (v = k[A]m에서 m = 0이므로 A → B 반응에서 v = k[A] (v = k[A]m에서 m = 1이므로 반응 속도 v는 [A]에 관계없이 항상 일정 A의 농도 [A]와 반응 속도의 관계 반응 속도 v는 [A] 에 비례 반 응 속 도 반 응 속 도 [A] [A] A의 농도 [A]와 반응 속도의 관계 시간이 지남에 따라 일정하게 감소 반감기가 일정 a [A] [A] a/2 a/4 시간 t 2t 시간

유효 충돌과 활성화 에너지 화학반응이 일어나기 위한 조건 활성화 에너지(Ea) + + 반응 물질의 입자가 활성화 에너지보다 큰 에너지 필요 반응 물질의 충돌 실제 반응 가능한 방향으로 충돌 + + 활성화 에너지(Ea) 활성화물 : 반응물질이 활성화 에너지를 얻어 생기는 불안정한 중간 생성물 활성화 에너지와 반응 속도 : 활성화 에너지가 낮을수록 반응 속도 신속 활성화 에너지는 온도에는 영향이 없으나 촉매에 의해서는 변한다. 활성화 에너지(Activation energy) : 원자나 분자가 화학반응이 일어날 수 있도록 활성화 하는데 필요한 최소한의 에너지 활성화 에너지와 결합 에너지 : 반응이 일어나기 위해서는 반응물질의 원자간 결합이 끊어져야 하는데 이 때 필요한 에너지가 결합 에너지이다. 그러나 결합이 완전히 끊어지지 않은 활성화 상태에서 반응이 일어나기 때문에 결합 에너지보다 작은 에너지로도 반응은 일어날 수 있다. 그러므로 활성화 에너지는 결합 에너지보다 작다.

NO2 (g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g) 반응 경로에 따른 에너지 변화 – 활성화 에너지와 반응 경로와의 관계 NO2 (g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g) 중간 생성물의 결합을 의미 O = C ••• O ••• N 활성화 에너지만큼의 에너지를 가하여야 반응이 일어날 수 있다. O 활성화 물 에너지가 가장 높으며 매우 불안정한 상태 활성화 상태 NO 2 + CO 활성화 에너지(Ea) 반응 물질과 활성화물의 에너지 차 Ea = 활성화물 에너지 - 반응물질의 에너지 반응 물질 역반응의 활성화 에너지(Ea’) Ea’ = Ea + Q 반응열(Q) NO + CO2 생성 물질 반응 물질과 생성물질의 에너지 차(Q 또는 ⊿H) 반응 물질보다 생성물의 에너지가 더 낮아 발열반응

활성화 에너지의 크기와 반응 속도 활성화 에너지가 큰 경우 반응 속도가 느림 활성화 에너지가 작은 경우 반응 속도가 빠름 물질 활성화 에너지 흡수해야 하는 에너지 반응 물질 활성화 에너지 흡수해야 하는 에너지 반응열 반응열 생성 물질 생성 물질 반응 경로 반응 경로 많은 에너지를 흡수해야 하므로 반응이 일어나기 어렵다 흡수해야 할 에너지가 적으므로 반응이 일어나기 쉽다. 활성화 에너지가 크다 반응속도가 느리다 언덕이 높다 넘기 힘들다

활성화 에너지 이상의 에너지를 가진 입자들이 반응하여 유효 충돌 활성화 에너지 이상의 에너지를 가진 입자들이 반응하여 일어날 수 있는 방향으로 하는 충돌 일산화 질소(NO)와 오존(O3)의 반응 NO(g) + O3(g) → NO2(g) + O2(g) 유효 충돌 비유효 충돌 O N O O O O O N N N O O O O O O O O O O O O O O N N O O O O [충돌 전] [충 돌 ] [충돌 후 ] [충돌 전] [충 돌 ] [충돌 후 ] NO의 N 원자와 O3의 O 원자가 충돌 → 반응 NO의 O 원자와 O3의 O 원자가 충돌 ↛ 반응

반응 메커니즘과 속도 결정 단계 반응 메커니즘 여러 단계로 진행되는 화학반응의 전체 반응을 각 단일 단계 반응으로 표시한 것 다단계 반응 정의 반응 물질이 직접 생성 물질로 되는 반응 반응 물질이 여러 단계를 거쳐 생성 물질로 되는 반응 예 질소와 수소가 반응 암모니아 생성 반응 N 2 (g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 수소와 요드가 반응 요드화수소 생성 반응 1단계 : H2 (g) + I2(g) → H2I2(g) 2단계 : H2I2(g) → 2HI(g) 전체 : H2(g) + I2(g) → 2HI(g) 특징 반응 속도식 :  = k[N2][H2]3 ⇒ 반응 차수는 반응식의 계수와 동일 각 단계 반응식의 합 = 전체반응식 중간 생성물 : H2I2 (전체반응식에 불포함) ⇒ 반응 차수는 반응식의 계수와 무관

다단계 반응의 반응 속도식 [Ex] HBr가 O2와 반응하면 H2O(g)와 Br 생성 4HBr(g) +O2(g) → 2H2O(g) + 2Br2(g) Ea1 〉 Ea3 〉 Ea2 에 너 지 Ea1 Ea2 Ea3 2H2O +2Br2 4HBr +O2 1단계 2단계 3단계 반응 경로 반응 메커니즘 1단계 : HBr + O2 → HOOBr 1 = k1[HBr][O2] (느림) 2단계 : HOOBr + HBr → 2HOBr 2 = k2[HOOBr][HBr] (매우 빠름) 3단계 : HOBr + 2HBr → 2H2O + 2Br 3 = k3[HOBr][HBr]2 (빠름) 전체 반응 : 4HBr + O2 → 2H2O + 2Br  =? 반응 속도 결정 단계 : 1단계 (반응 메커니즘 중에서 가장 느린 단계) 전체 반응 속도식 : Total = k1[HBr][O2] (반응 메커니즘 단계 중에서 에너지가 가장 큰 단계가 반응 속도를 결정하므로, 반응 속도 결정 단계의 반응 속도식으로 나타냄) 중간 생성물 : HOOBr, HOBr

속도 결정 단계의 반응 속도식에 중간 생성물이 있을 때 전체 반응 속도식 2개의 오존(O3)이 반응하여 3개의 산소(O2)가 생성되는 반응 2O3(g) → 3O2(g) : 이 반응은 2단계로 일어난다. 1단계 : O3(g) ↔ O2(g) + O(g) v1 = k1[O3] (반응 속도 빠름) 2단계 : O3(g) + O(g) → 2O2(g) v2 = K2[O3][O] ( 반응 속도 느림) 전체 반응 속도식 vTOTAL = v2 = k2[O3][O]……① 1단계에서의 정반응 속도(v1 = k1[O3] = 역반응 속도(v1’= k1’[O2][O] [O] = k1[O3]/k1’[O2]…... ② ②식을 ①식에 대입 vTOTAL = K2[O3][O] x k1[O3]/k1’[O2] = k2 • k1[O3]2 /k1’[O2] = k[O3]2 /[O2] (k2 • k1/k1’ = k) 전체 반응 속도식 vTOTAL = k[O3]2 /[O2]

반응 속도에 영향을 미치는 요인 반응 물질의 종류 충돌 횟수 활성화 에너지 생성물질의 최종적인 양

이온결합 물질간의 반응, 산과 염기의 중화반응 : 반응 속도 빠름 반응 물질의 종류 공유결합 물질간의 반응 : 반응 속도 느림 공유결합이 끊어져 재결합 되어야 하기 때문 [Ex] H 2 (g) + I2(g) → 2HI(g) NH4+(aq) + OCNㅡ(aq) → (NH2)2CO(s) – 이온간의 반응이나 반응이 일어나기 위하여는 공유 결합이 끊어져야 하므로 간단한 이온 결합보다 반응 속도가 느리다. 이온결합 물질간의 반응, 산과 염기의 중화반응 : 반응 속도 빠름 이온간에는 유효 충돌에 의해서 반응 속도 빨라지기 때문 [Ex] 2Fe3+(aq) + Sn2+(aq) → 2Fe2+(aq) + Sn4+(aq) – 이온간의 반응 HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) – 산과 염기의 중화 반응

압력 (반응물질이 기체) : 압력이 높을수록 반응속도 신속 표면적(반응물질이 고체) : 표면적이 넓어지면 반응 속도 신속 충돌 횟수 농도 : 농도가 증가하면 반응속도 신속 단위 부피당 입자의 수 증가로 충돌 횟수 증가 압력 (반응물질이 기체) : 압력이 높을수록 반응속도 신속 부피 축소(높은 압력에 의한) 단위 부피당 입자의 수 증가로 충돌 횟수 증가 농도와 압력에 의해 반응 속도가 변하는 예 O 습도가 높은 열대지방에서 철의 부식 속도 신속 – 공기 중 수증기 농도 O 산성비에 의한 대리석 부식 가속 – 수소이온 농도 증가 O 대장간에서 풀무질로 연소 활발 – 산소 농도 증가 표면적(반응물질이 고체) : 표면적이 넓어지면 반응 속도 신속 입자의 충돌 기회 증가 표면적에 의해 반응 속도가 변하는 예 O 알약보다 가루약이 흡수 신속 O 농약 살포액 입자가 작으면 약효 증대 O 암석의 기계적 풍화가 진행되면 화학적 풍화 가속화

온도 : 온도가 높아지면 반응속도 신속(10℃↑⇒ 반응속도 약2배 활성화 에너지 온도 : 온도가 높아지면 반응속도 신속(10℃↑⇒ 반응속도 약2배 활성화 에너지 이상의 에너지를 갖는 분자수 증가 온도와 분자 운동 에너지 기체 분자의 평균 운동 에너지(Ek)는 절대온도에만 비례하며, 분자의 크기, 모양 및 종류와는 무관 Ek = 3/2 • kT 온도에 따른 분자의 운동 에너지 분포 온 도 T 1 → T 2 비 고 평균 운동 에너지 T 1 〈 T 2 분자의 평균 운동 에너지 반응 가능한 분자수 T 1 〈 T 2 활성화 에너지(Ea)보다 높은 에너지를 갖는 분자수 중가 유효 충돌수 T 1 〈 T 2 반응 가능한 분자수 증가 반응 속도 T 1 〈 T 2 유효 충돌수 증가 총 분자수 T 1 = T 2 - 활성화 에너지 T 1 = T 2 온도에 따른 활성화 에너지 불변 우리 생활 주변에 온도에 의해 반응 속도가 변하는 예는 어떤 것이 있을까?

촉매 : 촉매의 종류(정촉매, 부촉매)에 따라 반응속도 조절 정촉매의 특징 촉매 : 화학반응에 참여하여 반응속도를 변화시키나, 그 자체는 화학적 변화를 일으키지 않는 물질 – 정촉매, 부촉매 정촉매 : 활성화 에너지 간소 → 반응을 일으킬 수 있는 분자수 증가 → 반응 속도 가속 부촉매 : 활성화 에너지 증가 → 반응을 일으킬 수 있는 분자수 감소 → 반응 속도 지연 정촉매의 특징 생성물질의 최종적인 량을 증가시키지 않는다 분자의 충돌 회수를 증가시켜 반응 속도를 빠르게 하는 것이 아니다 정반응 속도와 역반응 속도를 모두 빠르게 한다. ※ 촉매와 반응 물질의 상태에 따라서 균일 촉매와 불균일 촉매로 구분 균일 촉매 : 반응 물질과 상태가 같은 촉매 [Ex] Formic acid에 황산을 촉매로 넣으면 분해 속도 신속 (Formic acid와 황산 모두가 액체 상태) 불균일 촉매 : 반응 물질과 상태가 다른 촉매 [Ex] 수소와 산소의 혼합기체에 백금가루를 촉매로 넣으면 폭발적으로 반응하여 물이 생성(수소와 산소는 기체, 백금가루는 고체 상태) 우리 생활 주변에 촉매로 반응 속도를 조절하는 예는 어떤 것이 있을까?

화학 평형 평형 상태 화학 평형의 법칙 화학 평형의 이동 평형 이동과 우리 생활

생성물질의 최종적인 양 일정한 온도에서 반응 물질 중 어느 한 물질의 양이 충분할 때, 생성 물질의 최종 양은 반응하는 다른 물질의 양에 영향을 받는다

평형 상태 가역 반응과 비가역 반응 Imp. 가역 반응 비가역 반응 반응조건에 따라 한쪽으로만 일어나는 반응 정반응과 역반응이 일어날 수 있는 반응 한쪽으로만 일어나는 반응 냉각 2NO2 (g) N2O4(g) (적갈색) 가열 (무색) HCl(g) + NH3(g) NH4Cl(s) 가열 기체 발생 반응 Zn(s) + H2SO4(aq) ZnSO4(aq) + H2(g) 앙금 생성 반응 AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq) 산과 염기의 중화 반응 HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) 연소 반응 CH4(g) +2O2 (g) CO2(g) + 2H2O( g) 정반응 : 화학 반응식에서 “반응 물질 → 생성 물질”로 진행되는 반응 역반응 : 화학 반응식에서 “생성 물질 → 반응 물질”로 진행되는 반응

화학 평형 상태 가역반응에서 정반응 속도와 역반응 속도가 같아져 반응이 정지된 것처럼 보이는 상태 화학 평형의 종류 : 1 aA + bB cC + dD 2 화학 평형의 종류 : 상평형 : 같은 물질이 서로 다른 두 가지 상태가 이루는 평형 H2O(s) H2O(l) 이온화 평형 : 약한 전해질 용액에서 일어나는 평형 CH3COOH CH3COOㅡ + H+ 용해 평형 : 용액에서 용질의 용해 속도와 석출 속도가 같은 평형 상태 포화 NaCl 용액

화학 평형 상태의 특징 닫힌 계의 가역반응에서만 이루어지며, 반응 물질과 생성 물질이 함께 존재 동적 평형을 이루어 정반응 속도와 역반응 속도가 같으므로 반응 물질과 생성 물질의 농도가 일정하게 유지 평형 상태에서 반응 속도와 농도의 변화 H2 (g) + I2(g) 2HI(g) 반응에서 반응 용기에 H2와 I2를 넣었을 때 반응 속도와 농도 변화 반 응 속 도 농 도 H2 + I2→2HI 평형 상태 생성 물질의 농도 평형 상태 2HI→H2 + I2 반응 물질의 농도 t 반응 시간 t 반응 시간 평형 상태에 도달하면 정반응 속도와 역반응 속도는 같아지고, 반응 물질과 생성 물질의 농도는 일정 동적 평형 : 물질을 합성하거나 분해하는 화학 반응에서 상반되는 변화가 어느 한쪽으로 기울지 아니하고 균형을 이루는 것

화학 반응식의 계수비는 평형 상태에서 존재하는 반응 물질과 생성 물질의 농도비와는 무관 반응의 계수비는 평형에 도달할 때까지 반응한 농도비 [EX] H2 (g) + I2(g) 2HI(g)의 평형 상태에서 평형에 도달할 때까지 감소한 H2의 농도 : 감소한 I2의 농도 : 증가한 HI의 농도 = 1: 1 : 2 평형 상태에서 존재하는 H2의 농도 : I2의 농도 : HI의 농도 ‡ 1 : 1 : 2 평형 상태에서 정반응과 역반응의 반응 속도는 같아지지만, 반응 물질과 생성 물질의 농도는 일정해지기만 할 뿐 같아지는 것은 아니다. 반응 시간에 따른 농도변화 그래프로 화학반응식 산출 반응한 농도 농 도 4.0 물질 처음 농도(M) 평형 농도(M) 반응한 농도(M) [A] A 4.0 3.0 1.0 3.0 mol/L B 3.0 1.0 2.0 [C] 2.0 C 0.0 2.0 2.0 [B] 반응식 : A + 2B 2C 1.0 반응한 농도비는 화학 반응식의 계수비 0.0 시간(초)

에너지(엔탈피)와 무질서도(엔트로피)의 경쟁에 의하여 결정 화학평형을 결정하는 요인 에너지(엔탈피)와 무질서도(엔트로피)의 경쟁에 의하여 결정 요 인 반응의 방향 자발적인 반응 예 엔탈피 변화 (∆H) 에너지가 낮아지는 방향으로 진행 ⇒ 자발적 발열 반응 이유 : 에너지가 낮아지면 안정 H2 (g) + I2(g) 2HI, ∆H = -184.8kJ ⇒ HI의 생성 반응은 발열 반응(∆H 〈 0)이므로 자발적으로 반응 엔트로피 변화 (∆S) 무질서도 증가 방향으로 진행 상태 변화 : 고체 → 액체 → 기체 H2O(s) → H2O(l) → H2O(g) 기체의 몰수가 증가하는 반응 : N2O4(g) → 2NO2(g) 기체의 혼합 반응

일정한 온도에서 화학 반응이 평형상태를 이루고 있을 때 반응 물질의 농도 곱과 생성물질의 농도 곱의 비는 항상 일정 화학 평형의 법칙 화학 평형의 법칙 일정한 온도에서 화학 반응이 평형상태를 이루고 있을 때 반응 물질의 농도 곱과 생성물질의 농도 곱의 비는 항상 일정 평형 상수식 Imp. [Ex] A와 B가 반응하여 C와 D가 생성되는 반응이 평형 상태일 때 평형 상수식 aA + bB cC + dD ⇒ K = [C]c[D]d/[A]a[B]b K : 평형 상수 [A], [B], [C], [D] : 평형상태에서 각 물질의 몰 농도 평형 상수(K)의 특징 일정한 온도에서 항상 일정한 값을 가짐 두 가지 이상 상태가 다른 물질들이 평형을 이룰 때 평형 상수식에서 순수한 고체나 용매로 사용된 액체는 생략 CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) K = [CaCO3]/[CaO][CO2] = 1/[CO2] 역반응과 정반응의 평형상수는 역수 관계 성립 H2(g) + I2(g) 2[HI] K = [HI]2/[H2][I2] , K’ = [H2][I2]/[HI]2 = 1/K

평형 상수(K) 가 크다 : [반응물질]〈 [생성물질] 평형 상수(K) 가 작다 : [반응물질] 〉[생성물질] 평형 상수 구하기 [Ex] 일정한 온도에서 1L의 밀폐된 용기에 질소(N2)와 수소(H2)를 각각 1.01몰, 3.01몰을 넣어 반응시켰더니 평형 상태에서 암모니아(NH3)가 2몰 생성 되었다. 이때 평형 상수(K)는? Imp. N2 + 3H2 2NH3 K = [NH3]2/[N2][H2}3 N2 + 3H2 2NH3 처음 농도(mol/L) 1.01 3.01 0 반응 농도(mol/L) -1.0 -3.0 +2 평형 농도(mol/L) 0.01 0.01 2.0 K = 2.02/0.01 x 0.013 = 4.0 x 108 평형 상수의 의미 Imp. 평형 상수(K) 가 크다 : [반응물질]〈 [생성물질] 평형 상수(K) 가 작다 : [반응물질] 〉[생성물질]

반응에 관여하는 물질의 현재 농도를 평형상수식에 대입하여 얻은 값 반응지수(Q)와 평형상수(K)의 크기 비교로 예측 가능 반응의 진행방향 예측 반응지수(Q ) : 반응에 관여하는 물질의 현재 농도를 평형상수식에 대입하여 얻은 값 반응의 진행방향 예측 : 반응지수(Q)와 평형상수(K)의 크기 비교로 예측 가능 [Ex] aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) K = [C]c[D]d/[A]a[B]b, [A], [B], [C], [D] : 평형농도 Q = [C]c[D]d/[A]a[B]b, [A], [B], [C], [D] : 현재농도 Q〈 K : 정반응쪽으로 반응 진행 , 정반응 속도 〉역반응 속도 Q가 K와 같아지려면 Q가 커져야 한다. ⇒ 반응 물질의 농도 곱(분모)은 감소, 생성 물질의 농도(분자) 곱은 증가 Q = K : 평형상태 유지 , 정반응 속도 = 역반응 속도 Q 〉K : 역반응쪽으로 반응 진행 , 정반응 속도 〈 역반응 속도 Q가 K와 같아지려면 Q가 작아져야 한다. ⇒ 반응 물질의 농도 곱(분모)은 증가, 생성 물질의 농도(분자) 곱은 감소 평형상수가 큰 반응의 경우 정반응이 우세하므로 정반응 속도도 빠를 것으로 생각할 수 있다. 그러나 평형상수와 반응 속도는 별개의 것으로 아무런 관련이 없다.

화학 평형의 이동 평형 이동의 법칙(르 샤틀리에의 원리) Imp. 평형상태에 있는 화학반응이 반응의 조건(농도, 온도, 압력 등)이 변하면, 그 변화를 감소시키려는 방향으로 반응이 진행되어 새로운 평형상태에 도달 화학 평형의 이동 1 A B의 반응에서의 평형 이동 2 평형 상태 반응 진행 (평형 이동) 새로운 평형 상태 농도,온도’ 압력 변화 변화를 감소시킴 1 = 2 1 ≠ 2 1’ = 2’ 1 〉2 : 정반응으로 진행 1 〈 2 : 역반응으로 진행

농도와 평형 이동 “반응물질 생성물질”의 반응이 평형상태에 있을 때 (단, 온도는 일정) “반응물질 생성물질”의 반응이 평형상태에 있을 때 (단, 온도는 일정) 반응물질(또는 생성물질)의 농도 증가 ⇒ 농도를 감소시키는 방향으로 평형 이동 반응물질(또는 생성물질)의 농도 감소 ⇒ 농도를 증가시키는 방향으로 평형 이동 반응 H2 (g) + I2(g) 2HI(g) 농도 변화 농도 증가 농도 감소 반응 물질인 H2 첨가 생성 물질인 HI 첨가 반응 물질인 H2 제거 생성 물질인 HI 제거 농도 변화 [H2]를 감소시키는 방향으로 평형 이동 [HI]를 감소시키는 방향으로 평형 이동 [H2]를 증가시키는 방향으로 평형 이동 [HI]를 증가시키는 방향으로 평형 이동 평형 이동 방향 정반응 방향 역반응 방향 역반응 방향 정반응 방향 시간에 따른 농도 변화 새로운 평형 새로운 평형 처음 평형 새로운 평형 새로운 평형 처음 평형 처음 평형 처음 평형 HI HI HI HI H2 H2 H2 H2 I2 I2 I2 I2

이온의 첨가와 평형 이동 반 응 CH3COOH(aq) CH3COOㅡ(aq) + H+(aq) 이온 첨가 평형 이동 원리 반 응 CH3COOH(aq) CH3COOㅡ(aq) + H+(aq) 이온 첨가 CH3COONa 첨가 ⇒ CH3COOㅡ 농도 증가 CH3COONa(aq)→CH3COOㅡ(aq) + Na+ NaOH 첨가 ⇒ H+ 농도 감소 NaOH(aq)→Na+ +OHㅡ (OHㅡ가 H+와 중화 반응) 평형 이동 원리 CH3COOㅡ이 감소하는 방향으로 평형 이동 H+이 증가하는 방향으로 평형 이동 평형 이동 방향 역반응 방향 정반응 방향

온도와 평형 이동 온도와 평형 이동 방향 “반응물질 생성물질”의 반응이 평형상태에 있을 때 “반응물질 생성물질”의 반응이 평형상태에 있을 때 반응계의 온도 상승 ⇒ 온도를 낮추는(흡열반응) 방향으로 평형 이동 반응계의 온도 하강 ⇒ 농도를 높이는(발열반응) 방향으로 평형 이동 온도와 평형 이동 방향 2NO2 (g) N2O4(g), ∆H = -54.8kJ(∆H 〈 0 이므로 정반응은 발열 반응) 온도 변화 온도 높임 온도 낮춤 평형 이동 원리 온도가 낮아지는 방향(흡열 반응)으로 평형 이동 온도가 높아지는 방향(발열 반응)으로 평형 이동 평형 이동 방향 역반응 쪽 정반응 쪽 시간에 따른 농도 변화 온도 높임 온도 낮춤 농 도 [N2O4] 감소 증가 [NO2] 증가 감소 역반응 진행 정반응 진행 처음 평형 새 평형 1 새 평형 2 시간

평형 이동에 영향을 미치는 요인 중 평형 상수는 온도에 의해서만 변한다. 온도와 평형 상수와의 관계 발열 반응 (⊿H〈 0 ) 흡열 반응((⊿H 〉0 ) 온도 변화 높임 낮춤 높임 낮춤 평형 이동 방향 역반응 쪽 정반응 쪽 정반응 쪽 역반응 쪽 결과 처음보다 생성 물질 감소 처음보다 생성 물질 증가 처음보다 생성 물질 증가 처음보다 생성 물질 감소 평형 상수(K) 작아진다 평형 상수 분자 감소 커진다 평형 상수 분자 증대 커진다 작아진다 절대온도 변화에 따른 평형 상수 평 형 상 수 평 형 상 수 절대 온도 절대 온도 평형 이동에 영향을 미치는 요인 중 평형 상수는 온도에 의해서만 변한다.

압력과 평형 이동 압력과 평형 이동 방향 반응물질 생성물질의 반응이 평형상태에 있을 때 (단, 온도 일정, 기체) 반응물질 생성물질의 반응이 평형상태에 있을 때 (단, 온도 일정, 기체) 반응계의 압력 상승 ⇒ 기체의 몰수가 감소하는 방향으로 평형 이동 반응계의 압력 하강 ⇒ 기체의 몰수가 증가하는 방향으로 평형 이동 압력과 평형 이동 방향 N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 온도 변화 압력 낮춤 압력 높임 평형 이동 원리 기체의 몰수가 증가하는 방향으로 평형 이동 기체의 몰수가 감소하는 방향으로 평형 이동 평형 이동 방향 역반응(반응 계수의 합이 커지는) 방향 정반응(반응 계수의 합이 작아지는) 방향 시간에 따른 농도 변화 압력 높임 압력 낮춤 몰 수 [NH3] 감소 증가 감소 [N2] 증가 증가 감소 [H2] 역반응 진행 정반응 진행 처음 평형 새 평형 1 새 평형 2 시간

압력에 의한 평형 이동에서 주의할 점 기체의 몰수가 같은 반응 : 압력에 의해 평형 이동 안됨 [Ex] H2 (g) + I2(g) 2HI(g) 2몰 2몰 고체나 액체가 혼합된 반응 : 기체의 계수(몰수)로만 비교 [Ex] C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) 1몰 2몰 압력을 높이면 역반응(기체의 몰수가 감소하는 방향) 쪽으로 평형 이동 반응에 영향을 주지 않는 기체(비활성 기체 등)를 넣은 반응 : 평형이 이동하지 않음 [Ex] N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 비활성 기체 : 반응성이 거의 없어 다른 물질과 화학 반응을 잘 일으키지 않는 기체 Ex] 헬륨(He), 네온(Ne), 아르곤(Ar), 질소(N)

촉매와 평형 이동 촉매는 평형 이동에 영향을 미치지 않고, 반응 속도 조절로 평형에 도달 평형을 이동시키는 것이 아니라 단지 활성화 에너지를 변화시켜 반응 속도를 변화시킨다 정촉매를 사용하면 정반응의 활성화 에너지 뿐만 아니라 역반응의 활성화 에너지도 같은 크기로 낮아진다. 정반응 속도와 역반응 속도가 동시에 같은 크기로 가속화 “정반응 속도 = 역반응 속도”인 평형 상태 그대로 유지 평형 이동하지 않음

암모니아의 합성 반응(Harber process) N 2 (g) + 3H2 2NH3 (저온, 고압에서 수득율 증대) 평형 이동과 우리 생활 농업을 포함한 모든 산업에서 우리 생활 이득을 높이기 위한 수단은 수득률을 높이는 것이다 수득률(%) = [평형 상태에서 생성 물질의 양/가능한 최대 생성 물질의 양] x 100 암모니아의 합성 반응(Harber process) N 2 (g) + 3H2 2NH3 (저온, 고압에서 수득율 증대) 실제 공업적으로는 400-600℃, 300기압에서 합성 공기 중의 질소로부터 암모니아 수득률 N2 (g) + 3H2(g) 2NH3 + 92kJ 온도 (℃) 압 력 10기압 50기압 100기압 600기압 1000기압 300 14.7 39.4 52.0 84.2 92.6 500 1.2 5.6 10.0 42.2 57.5 700 0.2 1.0 2.2 12.6 12.9

헤모글로빈(Hemoglobin)의 산소 운반 혈액내 : Hb(aq) + 4O2 Hb(O2)4(aq) Mountain sickness(고산병) 발생 원인

화학평형 종합 평형 상태 화학 평형 화학 평형 상태의 특징 가역 반응에서 정반응 속도와 역반응 속도가 같아져서 정지된 것처럼 보이는 상태 화학 평형 상태의 특징 농 도 반 응 속 도 정반응 속도 평형 상태 생성 물질의 농도 평형 상태 역반응 속도 반응 물질의 농도 t t 반응 시간 반응 시간 동적 평형 상태 닫힌계에서만 평형이 이루어지며 반응 물질과 생성 물질이 함께 존재 물질의 농도와 생성 물질의 농도가 일정하게 유지

화학 평형의 법칙 화학 평형의 이동 평형 상수 (K) aA + bB cC + dD의 반응이 평형 상태에 있을 때 K = [C]c[D]d / [A]a[B]b K : 평형 상수, [A],[B],[C],[D] : 평형 상태에서 각 물질의 몰 농도 평형 상수의 의미 평형 상수값이 클 때 : 평형 상태에서 [반응 물질]〈 [생성 물질] ⇒ 정반응 쪽이 우세 평형 상수값이 작을 때 : 평형 상태에서 [반응 물질] 〉[생성 물질] ⇒ 역반응 쪽이 우세 반응의 진행 방향 반응 지수(Q)〈 K : 정반응 쪽으로 반응이 진행 반응 지수(Q) = K : 평형 상태 유지 반응 지수(Q) 〉K : 역반응 쪽으로 반응이 진행 반응 지수(Q) : 어떤 반응에 관여하는 물질의 현재 농도를 평형 상수식에 대입하여 얻은 값 화학 평형의 이동 요 인 농도 온도 압력 촉매 증가할 때 농도가 감소하는 방향 흡열 반응 방향 기체의 몰수가 감소하는 방향 평형 이동에 무영향 평형에 도달 시간 변화 감소할 때 농도가 증가하는 방향 발열 반응 방향 기체의 몰수가 증가하는 방향

산과 염기의 반응 산과 염기 중화 반응

물에 녹아 양이온과 음이온으로 나누어지는 전해질(전류가 흐름) [화학 반응/산과 염기의 반응] 산과 염기의 성질 산(acid) 염기(base) 정의 수용액에서 수소이온(H+)을 내 놓는 물질 수용액에서 수산이온(OH-)을 내 놓는 물질 특징 신맛 금속과 반응하여 H2 발생 탄산염과 반응하여 CO2 발생 쓴맛 단백질을 노이는 성질이 있어 만지면 미끈거린다 이온화 물에 녹으면 이온화 (수소이온(H+)과 음이온) 물에 녹으면 이온화 (양이온과 수산이온(OH-)) 수용액의 pH pH = 7 pH = 7 공통점 물에 녹아 양이온과 음이온으로 나누어지는 전해질(전류가 흐름)

지시약에 대한 산과 염기의 반응 지시약 산(acid) 염기(base) 리트머스 종이 푸른색 붉은색 붉은색 푸른색 [화학 반응/산과 염기의 반응] 지시약에 대한 산과 염기의 반응 지시약 산(acid) 염기(base) 리트머스 종이 푸른색 붉은색 붉은색 푸른색 페놀프탈레인 용액 무 색 붉은색 BTB 용액 노란색 푸른색 메틸오렌지 용액 붉은색 노란색

주요한 산, 염기 산 염산(HCl) : 염화수소 기체를 물에 녹인 수용액, 자극적인 냄새가 나는 무색의 휘발성 산 황산(H2SO4) : 진한 황산 : 물보다 무겁고 점성이 크며, 낸새가 없는 무색의 비휘발성 산 농도가 98% 정도로 물이 거의 없어 H+을 내놓지 못하므로 산성을 띠지 않는다 탈수 작용을 하며, 흡습성이 있어서 건조제로 사용 묽은 황산 : 진한 황산과 달리 탈수 작용과 흡습성이 없다 강한 산성이며 금속과 반응하여 수소 기체를 발생 많은 양의 물에 진한 황산을 조금식 넣어 만들며, 이때 많은 열 발생 질산(HNO3) : 자극적인 나는 휘발성 산 대부분의 금속과 반응하여 수소(H2) 이외에도 NO, NO3 발생 열이나 빛에 의하여 분해되므로 갈색병에 넣어 차고 어두운 곳에 보관 아세트산(CH3COOH) : 자극적인 냄새가 나는 무색의 휘발성 산 식초는 3 – 5%의 아세트산 수용액 순수한 아세트산은 17℃ 이하의 온도에서 고체 상태로 존재(빙초산) 탄산(H2CO3) : 이산화탄소(CO2)를 물에 녹여 만든 산 석회동굴이 만들어지는 원인이 되는 물질, 청량음료에 들어간다.

염기 수산화나트륨(NaOH) : 반투명한 흰색 고체 공기 중의 수분을 흡수하여 스스로 녹는 조해성이 있다. 공기 중의 이산화탄소와 반응하여 탄산나트륨(Na2CO3)을 만든다 수산화 칼슘(Ca(OH)2) : 흰색 고체 물에 녹지 않지만 이온화가 잘 되므로 강한 염기성 산화칼슘 포화 수용액인 석회수는 이산화탄소와 반응하여 흰색 앙금인 탄산칼슘(CaCO3)을 생성하므로 이산화탄소의 검출에 사용 암모니아(NH3) : 자극적인 냄새가 나는 무색의 휘발성 기체 물에 잘 녹아 OHㅡ을 생성하여 염기성 염화수소와 반응하여 염화암모늄의 연기 생성

레몬, 오렌지 등의 과실의 맛은 심맛을 내는데 산성식품일까?

[화학 반응/산과 염기의 반응] 산과 염기 산과 염기의 정의 산과 염기의 세기

산과 염기의 정의 아레니우스(Arrhenius) 의 정의 산(Acid) 산과 염기의 정의 Arrhenius Broensted-Lowry Lewis의 정의 아레니우스(Arrhenius) 의 정의 산(Acid) 정의 : 수용액이 이온화 되어 수소이온(H+)을 방출하는 물질 [Ex] HCl, HNO3, H2SO4, H3PO4, CH3COOH 등 수용액의 이온화 : HX → H+ + Xㅡ 형태로 이온화 [Ex] HCl (aq) → H+ (aq) + Clㅡ (aq) HNO3 (aq) → H+ (aq) + NO3ㅡ (aq) H2SO4 (aq) → 2H+ (aq) + SO4ㅡ (aq) CH3COOH (aq) → H+ (aq) + CH3COOㅡ (aq)

염기(Base) 아레니우스 정의의 한계 정의 : 수용액이 이온화 되어 수산화 이온(OH-)을 방출하는 물질 [Ex] NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2 등 수용액의 이온화 : MOH → M+ + OHㅡ 형태로 이온화 [Ex] NaOH (aq) Na+ (aq) + OHㅡ (aq) KOH (aq) K+ (aq) + OHㅡ (aq) Ca(OH)2 (aq) Ca++ (aq) + 2OHㅡ (aq) Mg(OH)2 (aq) Mg++ (aq) + 2OHㅡ (aq) 아레니우스 정의의 한계 H+나 OH-을 생성할 수 없는 물질, 또는 수용액이 아닌 경우에 일어나는 산과 염기의 설명이 곤란 [Ex] HCl(g) + NH3 (g) → NH4Cl(s) ⇒ 산과 염기의 반응이나 기체 상태에서 일어나는 반응이므로 HCl과 NH3가 각각 산과 염기로 작용하는 것을 설명할 수 없다.

브뢴스테드-로우리(Broensted-Lowry) 의 정의 Imp. 산 : 양성자(H+)를 내놓는 분자 또는 이온 ⇒ 양성자 주게(proton doner) 염기 : 양성자(H+)를 받아들일 수 있는 분자 또는 이온 ⇒ 양성자 받게(proton accepter) 수용액에서 산과 염기의 반응 염화수소 + 물 H+ - O Cl O Cl + + H H H H+ H H H HCl 산 H2O 염기 Clㅡ 염기 H3O+ 산 + + 암모니아 + 물 H N O H N H H+ O - H + + H H+ H H + H H H NH3 염기 H2O 산 NH4ㅡ 산 OHㅡ 염기 + +

짝산과 짝염기 : H+의 이동에 의해 산과 염기로 되는 한 쌍의 물질 Imp. 짝염기-짝산 NH3 + H2O NH4ㅡ + OH+ 염기 산 산 염기 짝산-짝염기 양쪽성 물질 HCl + H2O Clㅡ + H3O+ NH3 + H2O NH4ㅡ + OH+ 산 염기 염기 산 염기 산 산 염기 [Ex] H2O, HSㅡ, HCO3ㅡ, HSO4ㅡ, H2PO4ㅡ 등 H+을 받았을 때 H3O+ H2S H2CO3 H2SO4 H3PO4 양쪽성 물질 H2O HSㅡ HCO3ㅡ HSO4ㅡ H2PO4ㅡ H+을 내놓았을 때 OHㅡ Sㅡㅡ CO3ㅡㅡ SO4ㅡㅡ HPO4ㅡㅡ PO4ㅡㅡㅡ

루이스(G. N. Lewis) 의 정의 산 : 다른 물질의 전자쌍을 받아 들이는 물질 ⇒ 전자쌍 받게 염기 : 다른 물질에게 전자쌍을 내놓는 물질 ⇒ 전자쌍 주게 F3B + NH3 F3B-NH3 비공유 전자쌍을 내놓음 • • Lewis산 Lewis염기 배위결합 Broensted-Lowry의 정의에는 산이 반드시 Ion화 될 수 있는 H를 포함하고 있어야 한다는 한계가 있다. 이러한 한계를 벗어나기 위하여 Lewis의 정의가 필요 Lewis 산. 염기 Broensted-Lowry 산. 염기 Arrhenius 산. 염기

산과 염기의 세기 이온화도() Imp. 평형상테의 전해질 수용액에서 용해된 전해질의 총 몰수에 대한 이온화 된 전해질의 몰수 비 이온화도() = 이온화 된 전해질의 몰수/용해된 전해질의 총 몰수(0≺≦1) 이온화도는 산, 염기의 종류 및 온도와 농도에 따라 상이 온도가 높을수록, 농도가 묽을수록 이온화도 증대 이온화도가 클수록 산과 염기의 세기는 강해진다 산과 염기의 이온화도(20℃, 0.1M) 산 이온화도 염기 이온화도 이온화도가 크다 : 물에 녹은 분자가 모두 이온화 작다 : 물에 녹은 분자의 일부만 이온화 HCl 0.94 NaOH 0.91 HNO3 0.92 KOH 0.91 H2SO4 0.62 Ca(OH)2 0.90 CH3COOH 0.0013 NH3 0.013 강한 산 : 수용액의 전기전도성이 크고, 금속과 반응할 때 수소기체가 활발하게 발생

수용액에서 산이 이온화 평형상태에 있을 때의 평형 상수 수용액에서 염기가 이온화 평형상태에 있을 때의 평형 상수 이온화 상수 Imp. 산의 이온화 상수(Ka) : 수용액에서 산이 이온화 평형상태에 있을 때의 평형 상수 산 HA의 이온화 상수 : 산 HA는 물에 녹아 이온화 되어 평형 HA + H2O ⇌ H3O + + Aㅡ 이 반응의 평형 상수는 K = [H3O+ ][Aㅡ]/[HA][H2O] 물의 농도는 거의 일정하므로 [H2O]는 상수로 취급, K[H2O] = Ka라 하면 Ka = [H3O+ ][Aㅡ]/[HA] 염기의 이온화 상수(Kb) : 수용액에서 염기가 이온화 평형상태에 있을 때의 평형 상수 염기 B의 이온화 상수 : 염기 B는 물에 녹아 이온화 되어 평형 B + H2O ⇌ BH + + OHㅡ 이 반응의 평형 상수는 K = [BH+][OHㅡ]/[B][H2O] 물의 농도는 거의 일정하므로 [H2O]는 상수로 취급, K[H2O] = Kb라 하면 Kb = [BH+ ][OHㅡ]/[B] 이온화도는 농도에 따라 값이 달라지나, 이온화 상수는 농도와 무관 이온화도와 이온화 상수를 알면 산과 염기의 세기를 비교할 수 있다

이온화 상수의 성질 Imp. - 이온화 상수가 클수록 정반응이 우세하여 온도가 일정하면 농도에 관계 없이 산이나 염기의 종류에 따라 이온화 상수가 항상 일정 이온화 상수가 클수록 산과 염기의 세기가 강해진다 - 이온화 상수가 클수록 정반응이 우세하여 H+이나 OHㅡ이 많이 생기기 때문 여러 단계로 이온화 되는 산이나 염기는 각 단계 마다 이온화 상수를 나타낼 수 있다 - 전체 반응의 이온화 상수 = 각 단계의 이온화 상수의 곱 2가 산인 H2A는 다음과 같이 2단계로 이온화 1단계 : H2A + H2O ↔ H3O+ + HAㅡ ① Ka1 = [H3O+ ][HAㅡ]/[H2A] 2단계 : HAㅡ + H2O ↔ H3O+ + Aㅡㅡ ② Ka2 = [H3O+ ][Aㅡ ]/[HAㅡ ] 전체 반응 : H2A + 2H2O ↔ 2H3O+ + Aㅡㅡ ① + ② 전체 반응의 이온화 상수 = 각 단계의 이온화 상수의 곱 Ka = [H3O+ ]2[Aㅡㅡ ]/[H2A] = ([H3O+ ][H Aㅡ] /[H2A]) ⅹ ([H3O+ ][Aㅡㅡ] /[HAㅡ]) = Ka1 x Ka2 Ka = Ka1 x Ka2 단계별 이온화 상수는 항상 a1≫a2 이므로 산의 세기는 주로 Ka1의 크기로 결정

산과 염기의 가수 산이나 염기 1몰이 완전히 ion화 될 때 내놓을 수 있는 H+ 또는 OH-의 몰수 각각 1가 산, 2가 산, 3가 산이라 하고 염기 1몰이 ion화되어 내놓는 OH-이 1몰, 2몰,3몰일 때 각각 1가 염기 2가 염기, 3가 염기라 한다. 산 예 염 기 예 1가 산 HCl, HNO3 1가 염기 NaOH, KOH 2가 산 H2SO4, H2CO3 2가 염기 Ca(OH)2, Ba(OH)2 3가 산 H3PO4 3가 염기 Al(OH)3

이온화도()와 이온화 상수의 관계 Imp. 산의 이온화도와 이온화 상수(약한 산) 약한 산 HA의 이온화도와 이온화 상수의 관계 1단계 : 평형 농도 구하기 처음 농도 C mol/L(M)인 약한 산 HA가 수용액에서 이온화 되어 평형상테에 있을 때의 농도 2단계 : 이온화도()를 이용 이온화 상수 구하기 Ka =[H+ ][Aㅡ]/[HA] = (C)2 / C (1-) = C2/1-  (약한 산은 이 매우 작으므로 1-  = 1 ) Ka ≒ C 2 3단계 : 이온화 상수를 이용 이온화도 구하기 2단계식에서  = √Ka/C 4단계 : 평형상태에서 H+ 농도 구하기 1단계 및 3단계식에서 Ka = C 2 ,  = √Ka/C , [H+] = C  = √KaC 강한 산의 경우 a ≒ 1이므로 [H+] = C HA H+ Aㅡ 처음 농도 C 이온화 된 농도 - Cα + Cα + Cα 평형 농도 C(1-α) Cα Cα

염기의 이온화도와 이온화 상수(약한 염기) 약한 염기 B의 이온화도와 이온화 상수의 관계 약한 산 HA의 이온화도와 이온화 상수의 관계에서 이온화 상수 Ka → Kb, [H+] →[OHㅡ ]를 대입 Kb = C 2  = √Kb/C [OHㅡ] = C  = √KaC ※ 이온화도와 이온화 상수와의 관계(약한 산) Kb = Cα2 α = √Kb/C [OHㅡ] = √KbC

[Ex] 25℃에서 이온화도가 0.013인 0.1M 아세트산 수용액에서 평형 상태의[H3O+], [CH3COOH]와 Ka는? CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COOㅡ 처음 농도(M) 0.1 이온화된 농도(M) -(0.1 x 0.013) +(0.1 x 0.013) +) +(0.1 x 0.013) 평형 농도(M) 0.1 x (1- 0.013) 0.0013 0.0013 따라서 평형 상태에서의 [H3O+] = 0.0013M, [CH3COOH] = 0.0987M Ka = [H3O+][CH3COOㅡ]/[CH3COOH] = 0.0132/0.1 = 1.69 x 10-5

강한 산의 짝염기는 약한 염기이고, 약한 산의 짝염기는 강한 염기 산과 염기의 상대적 세기 강한 산의 짝염기는 약한 염기이고, 약한 산의 짝염기는 강한 염기 이온화 상수 Ka가 크면 정반응이 우세 Imp. ⇒ 반응 물질이 생성 물질에 비해 더 강한 산과 강한 염기이다 정반응이 잘 일어나므로 반응 물질이 H+을 주고받는 경향이 더 강하다. H+ 을 강하게 줌 H+ 을 약하게 줌 HCl + H2O H3O+ + Clㅡ Ka : 매우 큼 강한 산 강한 염기 약한 산 약한 염기 H+ 을 강하게 받음 H+ 을 약하게 받음 산의 세기 : HCl 〉H3O+ 염기의 세기 : H2O 〉Clㅡ 반응 물질이 생성 물질에 비하여 강한 산과 염기이다 약한 산(H3O+) 의 짝염기 강한 산(HCl) 의 짝염기

이온화 상수 Ka가 작으면 역반응이 우세 Imp. ⇒ 반응 물질이 생성 물질에 비해 더 약한 산과 약한 염기이다 역반응이 잘 일어나므로 생성 물질이 H+을 주고받는 경향이 더 강하다. H+ 을 약하게 줌 H+ 을 강하게 줌 CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COOlㅡ Ka : 1.8 x 10-5 약한 산 약한 염기 강한 산 강한 염기 H+ 을 약하게 받음 H+ 을 강하게 받음 산의 세기 : CH3COOH H3O+ 염기의 세기 : H2O CH3COOㅡ 〈 반응 물질이 생성 물질에 비하여 약한 산과 염기이다 〈 강한 산(H3O+) 의 짝염기 약한 산(CH3COOH) 의 짝염기

짝산-짝염기의 상대적 세기 비교 산의 세기 짝산 -짝염기 염기의 세기 산 염기 HCl Clㅡ HNO3 NO3ㅡ H2SO4 강 H3O+ H2O HSO4ㅡ SO4ㅡㅡ H3PO4 H2PO3ㅡ CH3COOH CH3COOㅡ H2CO3 HCO3ㅡ H2PO4ㅡ HPO4ㅡㅡ NH4+ NH3 강 HCO3ㅡ CO3ㅡㅡ HPO4ㅡㅡ PO43ㅡ H2O OHㅡ

중화 반응 수소이온 농도와 pH 중화 적정 염의 가수분해 완충 용액과 완충 작용

수소 이온농도와 pH 물의 자동 이온화 물의 자동 이온화 물의 이온곱 상수(Kw) 순수한 물에서 극히 일부분의 물 분자들끼리 서로 수소이온을 주고 받아 H3O+과 OH-로 이온화 되는 현상 H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq ) 물의 이온곱 상수(Kw) 물이 자동 이온화 하여 평형상태를 이룰 때의 평형 상수 물의 자동 이온화 반응과 평형상수는 다음과 같다 H2O(l) + H2O(l) H3O+ + OH- K = [H3O+][OHㅡ] / [H2O]2 물의 몰농도는 일정하므로 [H2O]는 상수로 취급하여 K[H2O]2 = Kw라 하면 Kw = [H3O]+ [OH]- = [H+][OH-]

25℃의 순수한 물의 [H+] = [OH-] = 1.00x10-7 M로 일정 Imp. 온도와 물의 이온곱 상수(Kw)의 관계 물의 이온화 과정이 흡열반응이므로 Kw 는 온도가 높을수록 커진다 온도(℃) Kw 온도 Kw 1.14x10-15 30 1.47x10-14 10 2.92x10-15 40 2.92x10-14 20 6.81x10-15 50 5.47x10-14 25 1.01x10-14 60 9.61x10-14 일반적으로 상온(25℃)에서의 Kw 값을 주로 사용되고 1.00x10-14 로 사용 25℃의 순수한 물의 [H+] = [OH-] = 1.00x10-7 M로 일정 Imp.

수용액에서의 수소 이온 농도 Imp. 수용액의 Kw값은 일정하므로 - 산을 가하여 용액 중의 H+농도가 증가하면 OH-의 농도는 감소하여 [H+] ≻[OH-]되므로 수용액은 산성 산성 용액 : [H+] ≻ 1.0 x 10-7M ≻ [OH-] - 염기를 가하여 용액 중의 OH- 농도가 증가하면 H+ 의 농도는 감소하여 [H+] ≺[OH-]되므로 수용액은 염기성 산성 용액 : [H+] ≺ 1.0 x 10-7M ≺ [OH-] 수소 이온 농도와 pH : 수소 이온 농도가 10배 커질 때마다 pH는 1씩 감소 중성 상태의 pH : 물의 이온곱 상수는 온도가 높아지면 커지기 때문에 pH와 pOH 역시 온도에 따라 변한다. 25℃ 중성 상태의 pH는 7이나, 온도가 높아지면 H+의 농도가 증가하여 pH는 7보다 작아지고, 온도가 낮아지면 H+의 농도가 감소하므로 pH는 7보다 커진다.

수소 이온 지수(pH) Imp. pH : 수용액 속의 [H+]의 역수에 대한 상용로그 값 pH = log(1/[H+]) = -log[H+] ⇒[H+] = 10-pH 중성 용액의 [H+] = 1.0 x 10-7 M ⇒ pH = 7.0 pOH : 수용액 속의 [OH-]의 역수에 대한 상용로그 값 pOH = log(1/[OH-]) = -log[OH-] ⇒ [OH-] = 10-pOH 중성 용액의 [OHㅡ] = 1.0 x 10-7 M ⇒ pOH = 7.0 pH와 pOH의 관계 : 25℃에서 pH와 pOH의 합은 항상 14 수용액의 액성과 pH(25℃) Imp. 산성 용액 : pH〈 7 〈 pOH 중성 용액 : pH = 7 = pOH 염기성 용액 : pH 〉7 〉pOH

H+와 OHㅡ 농도와 pH, pOH 환산 예 Imp. [H+] = 1.0 x 10-9 M인 용액의 pH와 pOH ? pH = - log[H+] = - log(1.0 x 10-9 ) = 9 pOH = 14 – pH = 5 PH = 3일 때 [H+]와 [OHㅡ] ? [H+] = 10-pH = 10-3 pOH = 14 – pH = 14 - 3 = 11이므로 [OHㅡ] = 10-pOH = 10-11

수용액의 pH 측정 : pH meter나 pH paper 이용 레몬 식초 오렌지 탄산음료 우유 증류수 제산제 비누 약 2.4 약 2.8 약 3.5 약 4.5 약 6.5 약 7.0 약 8.3 약 10 사람 신체의 pH 침 쓸개즙 위액 이자액 혈액 6.4-7.0 7.4-8.0 0.9-2.0 8.0-8.9 약 7.5

수용액의 pH 계산 Imp. 산 수용액 : 이온화도()나 이온화 상수(Ka)를 이용 pH = -log [H+] = - logC, [H+] = C (pp275) 염기의 수용액 : pOH = -log[OH-] = -logC [OHㅡ] = C (pp276) [Ex 1] 0.01M HCl 수용액(=1)의 pH는 (25℃)? [H+] = C = 0.01 x 1 = 10 -2, pH = -log -2 = 2 [Ex 2] 0.1M의 약산 HA 수용액(Ka =1.0 x 10-9)의 pH는 (25℃)? [H+] = √ KaC = √ (1.0 x 10 -9 ) x 0.1 = 1.0 x 10 -5 pH = -log[H+] = -log(1.0 x 10 -5 ) = 5 이온화도( ) = 이온화된 전해질의 몰수(몰농도)/용해된 전해질의 총 몰수(C), 이온화된 전해질의 몰 농도 = C  이온화도와 이온화 상수(Ka)와의 관계(약산성) Ka = C2,  = √ Ka/C, [H+] = √KaC

2가 산 수용액이나 2가 염기 수용액 Imp. 강한 산이나 강한 염기는 100% 이온화 되어 1몰당 2몰의 H+나 OH-을 내 놓는다고 가정하고 pH 계산 [Ex] 25℃에서 0.1M Ca(OH)2 수용액의 pH는? 단, Ca(OH)2의 이온화도는 1이고, log2 = 0.3 [OH-]= 0.1 x 2 = 0.2 ∵Ca(OH)2는 2가 염기이므로 1mol이 이온화 되어 OH- 2mol을 내 놓기 때문 pOH = -log[OH-] = -log0.2 = 1-log2 = 0.7 pH = 14 – 0.7 = 13.3

약한 산이나 약한 염기의 세기는 첫번째 이온화 상수가 결정하므로 첫번째 이온화 상수를 이용하여 pH를 구한다. [Ex] 0.1M H2S 수용액의 pH는? 단, Ka1 = 1.0 x 10ㅡ7, Ka2 = 1.3 x 10ㅡ13 Ka1 ≫ Ka2 이므로 Ka2 의 영향은 무시하고 Ka1 으로 pH를 구한다. [H+] = √ KaC = √ (1.0 x 10 -7 ) x 0.1 = 1.0 x 10 -4 ∴ pH = -log[H+] = - log(1.0x10ㅡ4) = 4

산의 H+와 염기의 OH-이 반응하여 물이 생성되는 반응식 중화 적정 중화 반응 Imp. 산과 염기가 반응하여 물과 염이 생성되는 반응 중화반응의 알짜 이온 반응식 산의 H+와 염기의 OH-이 반응하여 물이 생성되는 반응식 H+(aq) + OH-(aq) H2O(l) HCl 수용액과 NaOH 수용액의 중화반응 HCl H+ + Cl ㅡ NaOH OHㅡ + Na + HCl + NaOH H2O + Na+ + Cl ㅡ 산 염기 물 염 H+, OHㅡ : 알짜 이온 Na+, Clㅡ : 구경꾼 이온

산과 염기가 내 놓는 H+와 OH-의 몰수가 같아야 한다 중화반응의 양적 관계 Imp. 산 과 염기가 완전히 중화하려면, 산과 염기가 내 놓는 H+와 OH-의 몰수가 같아야 한다 농도가 M(m/L)인 n 가의 산 V (L) 속에 들어있는 H+의 몰수는 nMV 농도가 M’(m/L)인 n ’가의 염기 V ’(L) 속에 들어있는 OH-의 몰수는 n’M’V’ 중화 : 산의 H+의 몰수 = 염기의 OH-의 몰수 nMV = n’M’V’ (n, n ’ : 산, 염기의 가수, M, M ’ : 산, 염기의 몰농도, V, V ’ : 산, 염기의 부피) [Ex] NaOH 0.4g을 중화시키는데 필요한 0.1M HCl수용액의 부피는? 단, NaOH의 화학식량은 40 NaOH의 몰수 = 질량/화학식량 = 0.4/40 = 0.01몰(NaOH가 내 놓는 OH-의 몰수) 따라서 NaOH 0.4g을 중화시키는데 필요한 H+의 몰수도 0.01몰이다 0.1M HCl이 내 놓는 H+의 몰수 = nMV = 1 x 0.1M x V = 0.01몰 필요한 HCL 수용액의 부피 V = 0.1L = 100mL

산과 염기의 “가수”란? 산이나 염기 1몰이 완전히 이온화 될 때 내놓을 수 있는 H+ 또는 OHㅡ의 몰수 산과 염기의 가수는 산이나 염기의 종류에 따라 다르다. 산 1몰이 이온화 되어 내놓는 H+이 1몰, 2몰, 3몰일 때 각각 1가산, 2가산, 3가산이라 하고 염기 1몰이 이온화 되어 내놓는 OHㅡ이 1몰, 2몰, 3몰일 때 각각 1가염기, 2가염기, 3가염기이라 한다 산, 염기의 가 예 산 물질 염기 물질 1가산 HCl, HNO3 1가염기 NaOH, KOH 1가산 H2SO4, H2CO3 2가염기 Ca(OH)2, Ba(OH)2 1가산 H3PO4 3가염기 Al(OH)3

지시약 지시약의 원리 용액의 pH에 따라 색갈이 변하는 물질로, 지시약 자체가 약산 또는 약 염기이다 지시약의 평형이 다음과 같을 때, Hin(aq)과 In인 경우 색깔이 다르므로 산성과 염기성 용액에서 색갈이 서로 다르다 Hin(aq) + H20(L) Inㅡ(aq) + H3O+(aq) A색 B색 산성 용액에 지시약을 넣을 떄 : H3O+이 많으므로 평형이 역반응 쪽으로 이동 ⇒ 지시약이 주로 Hin 형태로 존재하므로 용액이 A색을 띠게 된다. 염기성 용액에 지시약을 넣을 떄 : OHㅡ이 많으므로 평형이 정반응 쪽으로 이동 ⇒ 지시약이 주로 Inㅡ 형태로 존재하므로 용액이 B색을 띠게 된다. In : Indicator, Hin : Hydrogen-Inducator

농도를 모르는 염기나 산 수용액의 농도를 알아내는 방법 중화 적정 Imp. 농도를 아는 산이나 염기 수용액을 이용하여 농도를 모르는 염기나 산 수용액의 농도를 알아내는 방법 [Ex] 농도를 모르는 H2SO4 수용액 20ml에 0.2M NaOH수용액 20ml를 적정하여 완전히 중화되었다면 H2SO4 수용액의 농도는? H2SO4는 2가의 산이므로 1몰의 H2SO4 은 2몰의 H+ 방출(n=2) NaOH는 1가의 염기이므로 1몰의 NaOH는 1몰의 OH- 방출(n=1) 중화반응의 양적 관계 nMV=n’M’V’에서 H2SO4 수용액의 농도를 Msa라 하면 2 x Msa x 20ml = 1 x 0.2 x 20ml Msa = 4/40 = 0.1 따라서 H2SO4 수용액의 농도는 0.1M 중화 적정에는 위의 NaOH 수용액과 같이 농도를 정확히 아는 산이나 염기 수용액(표준 용액)과 중화점을 확인할 수 있는 지시약이 필요

중화 적정에서 가해 주는 산 또는 염기의 부피에 따른 중화 적정 곡선 Imp. 중화 적정에서 가해 주는 산 또는 염기의 부피에 따른 용액의 pH변화를 나타낸 곡선 산과 염기의 세기에 따른 중화 적정 곡선의 형태 중화점의 pH 중화점의 형태 사용 가능한 지시약 강한 산←강한 염기 7 중화점에서 pH 급변(pH 4 – 10) MO, PP 강한 산←약한 염기 7보다 작음 pH 급변하는 범위 좁음, 산성 쪽 MO 약한 산←강한 염기 7보다 큼 pH 급변하는 범위 좁음, 염기성 쪽 PP 약한 산 ← 약한 염기 7 중화점 부근의 pH변화 거의 없음 지시약 없음 강한 염기 ← 강한 산 7 중화점에서 pH 급변 MO, PP 약한 염기←강한 산 7보다 작음 pH 급변하는 범위 좁음, 산성 쪽 MO

중화 적정시 사용할 수 있는 지시약 중화점의 확인 방법 중화반응하는 산과 염기 중화점에서의 액성(pH) 사용 가능한 지시약 강한 산 + 강한 염기 pH = 7(중성) 메틸오렌지, 페농프탈레인 강한 산 + 약한 염기 pH ≺ 7(산성) 메틸오렌지, 메틸레드 약한 산 + 강한 염기 pH ≻ 7(염기성) 페놀프탈레인, 페놀레드 약한 산 + 약한 염기 pH = 7(중성) - 중화점의 확인 방법 지시약의 색갈 변화 : 지시약을 넣고 혼합할 때 용액의 색갈이 갑자기 변하는 지점 온도 변화 측정 : 혼합 용액의 온도가 가장 높은 지점 ⇒ 중화 반응에서 중화열이 발생하여 반응하는 H+과 OHㅡ의 수가 증가할수록 많은 열이 발생하기 때문 전류의 세기 측정 : 혼합 용액의 전류의 세기가 가장 약한 지점 ⇒ 중화 반응이 일어날수록 다른 이온보다 전기 전도도가 큰 H+과 OHㅡ의 수가 감소하기 때문

산과 염기의 중화 반응에 의해서 생성되는 화합물 Imp. -산의 음이온(비금속) 과 염기의 양이온(금속)으로 이루어짐- 염의 가수분해 염(Salt) 산과 염기의 중화 반응에 의해서 생성되는 화합물 Imp. -산의 음이온(비금속) 과 염기의 양이온(금속)으로 이루어짐- 염의 생성 반응 물질과 염의 생성 반응 반응 예 산 + 염기 → 염 + 물(중화 반응) HCl + NaOH → NaCl + H2O 산 + 금속 → 염 + 수소 2HCl + Fe → FeCl2 + H2 산 + 금속 산화물 → 염 + 물 2HCl + MgO → MgCl2 + H2O 염기 + 비금속 산화물 → 염 + 물 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O 금속 산화물 + 비금속 산화물 → 염 CaO + CO2 → CaCO3 염 + 염 → 염 + 염(침전) NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl

* 염의 종류는 염의 성분에 따라 나눈 것으로 수용액의 액성(pH)을 결정하는 것은 아니다. 종 류 정 의 예 정 염 H+나 OH- 을 포함하지 않는 염 NaCl, CaCO3, NH4Cl, CH3COONa 산성 염 H+을 포함하는 염 NaHSO4, NaHCO3, KHCO3 OH-을 포함하는 염 Ca(OH)Cl, Mg(OH)Cl 염기성염 * 염의 종류는 염의 성분에 따라 나눈 것으로 수용액의 액성(pH)을 결정하는 것은 아니다. 염의 수용성 NO3- Cl- S-- SO4-- CO3-- 양이온 수용성 음이온 이용 NaCl Na2S Na2SO4 Na2CO3 NaNO3 Na+ KCl K2S K2SO4 K2CO3 KNO3 K+ NH4Cl (NH4)2S (NH4)2SO4 (NH4)2CO3 NH4NO3 NH4+ 난용 MgCl2 MgS MgSO4 MgCO3 Mg(NO3)2 Mg++ BaCl2 BaS BaSO4 BaCO3 Ba(NO3)2 Ba++ CaCl2 CaS CaSO4 CaCO3 Ca(NO3)2 Ca++ PbCl2 PbS PbSO4 PbCO3 Pb(NO3)2 Pb++ AgCl Ag2S Ag2SO4 Ag2CO3 AgNO3 Ag+ 수용성 염, 난용성 염?, 명명?

염이 물에 녹아 이온화 될 때 생성된 이온의 일부가 물과 반응하여 염의 가수분해 Imp. 염이 물에 녹아 이온화 될 때 생성된 이온의 일부가 물과 반응하여 H+ 또는 OH-을 생성하는 반응 염 생성 뭉질 가수분해 된 수용액의 액성 예 강한 산+강한 염기 정염 : 중성 산성염 : 산성(H + 방출) 염기성염 : 염기성(OH-방출) NaCl, Na2SO4, KNO3 등 NaHSO4, KHSO4 등 Ca(OH)Cl, Ba(OH)Cl 등 강한 산+약한 염기 약한 산성(H3O + 생성) NH4Cl, MgCl2, FeSO4 등 Fe2+ + 2H2O ⇌ Fe(OH)2 + H+ 약한 산+강한 염기 약한 염기성(OH-생성) NaHCO3, CH3COONa 등 CO32- +2H2O ⇌ HCO3 + OH- CH3COONH4 등 CH3COONH4 → CH3COO-+ NH4+ CH3COO - + H2O ⇌ CH3COOH + OH- NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+ 약한 산+약한 염기 중성(H3O+ 와 OH- 중화)

CH3COOㅡ + H2O → CH3COOH + OHㅡ 가수분해 과정 Imp. 이 온 화 가수분해 강산+강염기 NaCl → Na + + Cl- 가수분해 하지 않음 강산+약염기 NH4 Cl → NH4+ + Clㅡ NH4+ + H2O → NH3+ H3O+ 약산+강염기 CH3COONa → CH3COOㅡ + Na+ CH3COOㅡ + H2O → CH3COOH + OHㅡ 약산+약염기 (NH4)2CO3l → 2NH4 + + CO3— 2NH4+ + 2H2O → 2NH3 + 2H3O+ CO3-- + 2H2O → H2CO3 + 2Hㅡ

수용액에서 가수 분해되는 염에 포함하고 있는 이온 가수 분해되는 이온 수용액에서 가수 분해되는 염에 포함하고 있는 이온 약한 산의 음이온 : CNㅡ, HSㅡ, CH3COOㅡ, HCO3ㅡ, CO3ㅡ 가수 분해되어 OHㅡ 생성 약한 염기의 양이온 : Mg++, Al3+, Cu++, NH4+ 가수 분해되어 H3O+ 생성

수용액 속에 포함되어 있는 이온과 같은 종류의 이온을 가하면 가해준 이온의 농도가 감소하는 방향으로 평형이 이동하여 완충용액과 완충작용 완충용액 산이나 염기를 가하여도 공통 이온효과에 의해 pH가 거의 일정한 용액 공통 이온 효과 수용액 속에 포함되어 있는 이온과 같은 종류의 이온을 가하면 가해준 이온의 농도가 감소하는 방향으로 평형이 이동하여 새로운 평형상태에 이르는 현상 [Ex] Acetic acid ion의 공통 이온효과 수용액에서 acetic acid의 평형 CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ 이 수용액에 sodium acetate를 넣어주면 sodium acetate가 이온화 되어 수용액 속에 CH3COO- 농도 증가 CH3COONa → CH3COO- + Na+ CH3COO- 농도가 증가하면 르 사틀리에의 원리에 의해서 CH3COOH의 평형이 CH3COO- 의 농도를 감소시키는 역반응 쪽으로 이동하여 평형에 도달

완충 용액 만드는 방법 약한 산에 그 짝 염기가 포함된 염의 첨가 또는 약한 염에 그 짝 산이 포함 된 염의 첨가 완충 용액 pH(0.1M soln.) 완충 용액 pH(0.1M soln.) CH3COOH / CH3COONa 4.76 NaH2PO4 / Na2HPO4 7.20 H2CO3 / NaHCO3 6.46 NH3 / NH4Cl 9.25 단, pH는 각 용액을 1 : 1로 혼합

아세트산과 아세트산나트륨 완충용액의 이온화 아세트산과 아세트산나트륨 완충용액의 완충작용 CH3COOH CH3COOㅡ + H+ ① CH3COONa CH3COOㅡ + Na+ 공통이온 아세트산과 아세트산나트륨 완충용액의 완충작용 산 첨가 : H+량 증가 ①식의 방향은 H+ 양이 감소하는 역 방향으로 반응 따라서 CH3COO-의 농도가 커져 가해 준 H+ 의 대부분이 CH3COO-와 결합 용액의 pH는 거의 일정 염기 첨가 : OH-와 H+ 중화반응에 의해 H+ 량 감소 ①식의 방향은 H+ 양이 증가하는 정 방향으로 반응 따라서 CH3COOH의 농도가 커져 H+ 를 보충해 둘 수 있으므로 용액의 pH는 거의 일정

암모니아수와 염화암모늄 완충용액의 완충작용 암모니아와 염화암모늄 완충용액 암모니아수와 염화암모늄 완충용액의 이온화 NH3 + H2O NH4+ + OHㅡ ① NH4Cl NH4+ + Cl ㅡ 공통이온 암모니아수와 염화암모늄 완충용액의 완충작용 산 첨가 : OH-와 H+ 중화반응에 의해 H+ 량 감소 OH- 양 감소 ①식의 방향은 OH- 양이 증가하는 정 방향으로 반응 따라서 용액의 pH는 거의 일정 염기 첨가 : OH-의 양이 증가 ①식의 방향은 OH- 양이 감소하는 역 방향으로 반응

완충 용액에 강한 산이나 염기를 가하면 pH가 변할까? [Ex] 아세트산과 아세트산나트륨으로 만든 완충 용액 아세트산과 아세트산나트륨으로 만든 완충 용액은 다음과 같은 평형 유지 CH3COOH CH3COOㅡ + H+ CH3COONa CH3COOㅡ + Na + 아세트산의 이온화 상수와 H+의 농도는 다음과 같다 Ka = [CH3COOㅡ][H+] / [CH3COOH] [H+] = Ka x [CH3COOH] / [CH3COOㅡ] 이온화 상수 Ka는 온도에 의해서만 변하므로 완충 용액의 pH는 [CH3COOH] / [CH3COOㅡ]에 의해 결정 이때 완충 용액 속에 CH3COOH와 CH3COOㅡ 이 비슷한 농도로 다량 함유 하고 있어 강한 산이나 강한 염기가 첨가되어도 이 농도 비는 거의 변하지 않는다 따라서 H+의 농도가 일정하게 유지되므로 pH는 거의 변하지 않는다

완충 용액의 pH + 이온화 상수가 Ka인 약한 산 HA는 수용액에서 다음과 같이 평형을 이룬다. HA H+ + Aㅡ, Ka = [H+][Aㅡ] / [HA] ⇒ [H+] = Ka x [HA] / [Aㅡ] ① ①식의 양변에 –log를 취하면 –log[H+] = -logKa x –log[HA] / [Aㅡ]가 되고 다음 식을 얻을 수 있다. pH = pKa + log[Aㅡ] / [HA] ②(단, pKa = -logKa) ②식을 이용하여 완충 용액의 pH를 구하거나, 원하는 pH를 나타내는 완충 용액을 만들 수 있다. [Ex] CH3COOH 2.0몰과 CH3COONa 1.0몰응 물에 녹여 1.0L로 만든 완충 용액의 pH는 (단, CH3COOH의 Ka = 1.8 x 10ㅡ5) [방법 1] Ka = [CH3COOㅡ][H+] / [CH3COOH] = (1.0 + Mx)Mx/(2.0 – Mx) ≒1.0Mx/2 = 1.8 x10ㅡ5 따라서 Mx = [H+] = 3.6 x 10ㅡ5 M, pH = -log(3.6 x 10ㅡ5) = 4.44 CH3COOH CH3COOㅡ + H+ 처음 농도(M) 2.0 1.0 농도 변화(M) -Mx +Mx +Mx 평형 농도(M) 2.0 - Mx 1.0 + Mx +Mx

가해 준 산 또는 염기의 부피에 따른 용액의 pH변화를 나타낸 곡선 중화 반응 종합 수소 이온 농도와 pH(25℃) 물의 이온곱 상수(Kw) 수소 이온 지수(pH) 순수한 물의 극히 일부가 H+ 와 OHㅡ으로 자동 이온화 하여 평형 상태를 이룰 때의 평형 상수 Kw = [H+][OHㅡ] = 1.0 x 10ㅡ14 ⇒ [H+] = [OHㅡ] = 1.0 x 10 ㅡ7 Kw는 온도가 높을수록 커진다 순수용액 속의 [H+]의 역수에 대한 상용 log값 pH = log(1/[H+] = -log[H+] ⇒ [H+] = 10ㅡpH pH + pOH = 14 산성 : pH〈 7, 중성 : 7, 염기성 : pH 〉7 중화 반응 산과 염기가 반응하여 물과 염이 생성되는 반응 중화 반응의 알짜 이온 반응식 : H + (aq) + OHㅡ(aq) H2O(l) 중화 반응의 양적 관계 : nMV = n’M’V’(n : 기수, M : 몰농도, V : 부피) 중화 적정 곡선 가해 준 산 또는 염기의 부피에 따른 용액의 pH변화를 나타낸 곡선

염의 가수 분해 완충 용액과 완충 작용 염의 종류 : 염의 성분에 따라 정염, 산성염, 염기성 염으로 분류 염의 가수 분해와 수용액의 액성 염의 종류 강한 산 + 강한 염기 강한 산 + 강한 염기 강한 산 + 강한 염기 강한 산 + 강한 염기 가수 분해 여부 X O O O 수용액의 액성 염의 종류에 따라 상이 산성 염기성 중성에 가까움 수용액의 액성 중성 : NaCl, KNO3 산성 : NaHSO4 염기성 : Ca(OH)Cl NH4Cl, (NH4)2SO4 MgCl2, CuSO4 FeSO4 CH3COONa NaHCO3, KCN Na2CO3 CH3COONH4 (NH4)2CO3 완충 용액과 완충 작용 완충 용액 : 산이나 연기를 가하여도 공통 이온 효과에 의해 pH가 거의 일정하게 유지되는 용액, 약한 산에 그 짝염기가 포함된 염 또는 약한 염기에 그 짝산이 포함된 염을 가하여 제조

산화 • 환원반응 산화와 환원 화학 전지 전기분해

산화와 환원 산화와 환원 산화와 환원의 정의 Imp. 산화 원소나 화합물이 산소의 결합하는 반응 화합물이 수소를 잃는 반응 연소 : C(s) + O2(g) → CO2(g) 철의 부식 : 4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s) 화합물이 수소를 잃는 반응 물의 전기분해 : 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) 원자나 이온이 전자를 잃는 반응 4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s) : Fe가 전자 3개를 내 놓고 Fe3+ 로 됨 (4Fe 4Fe3+ + 12e-) 3 x O2- = 2 x Fe x+ Fe x+ = 3 x 2- /2

환원 원소나 화합물이 산소를 잃는 반응 원소나 화합물이 수소와 결합하는 반응 원자, 분자, 이온이 전자를 얻는 반응 철의 제련 : 2Fe2O3(s) + 3C(s) → 4Fe(s) + 3CO2(g) 원소나 화합물이 수소와 결합하는 반응 암모니아 생성반응 : N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 원자, 분자, 이온이 전자를 얻는 반응 4FeS) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s) : O2가 전자 4개를 얻어 2O—로 됨 (3O2 + 12e- 6O2- )

산화와 환원반응의 동시성 반쪽 반응식 한 반응에서 산화된 물질이 있으면 반드시 환원된 물질이 있다. C(s) + 2CuO(S) → CO2 (g) + 2Cu(s) 환원 산화되는 물질이 잃은 전자수와 환원되는 물질이 얻은 전자수는 같다 산화(-2eㅡ) Fe(s) + 2CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s) 환원(+2eㅡ) 반쪽 반응식 산화 • 환원반응을 산화반응과 환원반응으로 분리하여 나타내는 것 . Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2 + H2(g) 산화 반쪽 반응 : Zn(s) → Zn++(aq) + 2eㅡ 환원 반쪽 반응 : 2H+(aq) + 2eㅡ → H2(g)

산화수와 산화•환원 산 화 수 물질 중의 원자가 산화되었는지 또는 환원되었는지를 나타내는 수 산화수의 정의 산화수의 주기성 - 공유결합물질의 산화 . 환원반응을 설명하기 위한 것 물질 중의 원자가 산화되었는지 또는 환원되었는지를 나타내는 수 산화수의 정의 공유결합에서 전기음성도가 큰 원자가 공유 전자쌍을 모두 가졌다고 가정, 전자를 잃은 상태를 (+), 전자를 얻은 상태를 (-)로 나타낸다 [Ex] H2O : O의 전기음성도가 H보다 크므로 공유 전자쌍을 산소가 모두 가졌다고 가정, O는 전자 2개를 얻은 것과 같으므로 산화수를 –2, H는 전자 1개를 잃은 것과 같으므로 산화수 를 +1 산화수의 주기성 원자의 산화수는 원자의 전자배치와 관련이 있으므로 주기성을 갖임 비활성 원소와 같은 전자배치를 이루기 위해서는 전자를 잃거나 얻는데, 이때 읺거나 얻은 전자수와 산화수는 일치 원자의 최고 산화수는 원자가전자수를 넘지 못한다. 7N : K(2)L(5) – 최대 산화수 :+5 16S : K(2),L(8)M(6) – 최대 산화수 : +6 한 원자가 여러 가지 산화수를 가질 수 있다(전기음성도의 영향) S의 산화수 : H2S에서는 –2이나, SO2에서는 +4

산화수를 정하는 규칙 Imp 산화수를 구할 때 기준이 되는 원소 H : +1, O : -2, 1족 원소 : +1, 2족 원소 : +2 홀원소 물질을 구성하는 원자의 산화수는 “0” Na, Cu, H2, O2, N2, Cl2, P4 : 각 원자의 산화수는 0 단원자 이온의 산화수는 그 이온의 전하수와 같다 Na+ : +1, Sㅡㅡ : -2 화합물에서 각 원자의 산화수 총합은 “0” H2O : (+1)x2 + (ㅡ2)x1 = 0 다원자 이온을 구성하는 각 원자의 산화수의 총합은 그 이온의 전하수와 같다 SO4ㅡㅡ : (+6)x1 + (-2)x4 = -2 [예외] 대부분의 화합물에서 수소의 산화수는 +1이나, 금속의 수소화물에서는 –1이다 H의 산화수 : H2O에서는 +1, NaH에서는 –1 대부분의 화합물에서 산소의 산화수는 –2이나, 다른 산화수를 가지는 경우가 있다 O의 산화수 : H2O에서는 –2, H2O2, K2O2에서는 –1, OF2에서는 +2

산화수에 의한 산화•환원의 정의 Imp. 구분 산화 환원 정의 산화수가 증가하는 반응 산화수가 감소하는 반응 예 원자나 이온이 전자를 잃으면 산화수 증가 산화수가 감소하는 반응 원자나 이온이 전자를 얻으면 산화수 감소 예 산화수 증가, 산화 Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 ZnCl2에서 Zn의 산화수 Zn + (-1)x2 = 0 Zn = +2 +1 +2 산화수 감소, 환원 산화수 감소, 환원 MnO2 + 4HCl MnCl2 + H2O + Cl2 +4 -1 +2 산화수 증가, 산화

한 원소가 산화와 환원을 동시에 하는 경우가 있다 산화수가 변하지 않는 것은 산화 . 환원반응이 아니다. 산화수 감소, 환원 Cl2 + H2O HCl2 -1 + HClO +1 HCLO에서 CL의 산화수 +1 + Cl + (-2) = 0 Cl = +1 산화수 증대, 산화 산화수가 변하지 않는 것은 산화 . 환원반응이 아니다. HCl + NaOH NaCl + H2O +1-1 +1-2+1 +1-1 +1x2 -2

산화제와 환원제 산화제와 환원제의 정의 구분 산화제 환원제 정의 다른 물질을 산화시키는 물질 다른 물질을 환원시키는 물질 예 자신은 환원됨 다른 물질을 환원시키는 물질 자신은 산화됨 예 산화수 감소, 환원 MnO2 + 4HCl MnCl2 + H2O + Cl2 +4 -1 +2 [산화제] [환원제] 산화수 증가, 산화 산화제 : 산화되는 물질이 내 놓는 전자를 받기 때문에 산화수가 감소한다(환원) 환원제 : 환원되는 물질이 내 놓는 전자를 주기 때문에 산화수가 증가한다(산화)

금속의 이온화 경향이 클수록 산화되기 쉬우므로 강한 환원제이다 산화제와 환원제로 이용되는 물질 산화제 환원제 전기음성도가 큰 비금속 원소 전자를 얻는 성질이 커서 강한 산화력 [Ex] F2, Cl2, O2, O3 등 산화수가 큰 원소를 포함한 화합물 [Ex] KMnO4, K2Cr2O7, HClO4 등 +7 +6 +7 같은 원자가 여러 가지 산화수를 가지는 경우, 산화수가 가장 큰 원자를 포함한 화합물이 가장 강한 산화제 [Ex] MnCl2, MnO2, KMnO4 중에서 KMnO4가 가장 강한 산화제 이온화 에너지가 작은 금속 원소 전자를 잃는 성질이 커서 강한 환원력 [Ex] Li, Na, Ca, Ba, Zn 등 산화수가 작은 원소를 포함한 화합물 [Ex] FeCl2, SnCl2,H2S 등 +2 +2 -2 같은 원자가 여러 가지 산화수를 가지는 경우, 산화수가 가장 작은 원자를 포함한 화합물이 가장 강한 환원제 [Ex] H2S, S, SO2 중에서 H2S가 가장 강한 환원제 금속의 이온화 경향이 클수록 산화되기 쉬우므로 강한 환원제이다

산화제와 환원제의 상대성 산화제, 환원제로 모두 작용할 수 있는 이산화황(SO2) 산화제, 환원제는 항상 산화제 또는 환원제로만 작용하는 것은 아니다 산화제와 환원제의 상대성 산화•환원 반응에서 전자를 잃고, 얻는 경향은 상대적이므로 산화제와 환원제의 세기도 상대적 산화제, 환원제로 모두 작용할 수 있는 이산화황(SO2) [SO2] - 산화제 산화수 증가, 산화 SO2 + 2H2S 2H2O + 3S +4 -2 [산화제] [환원제] 산화수 감소, 환원 [SO2] - 환원제 산화수 감소, 환원 SO2 + Cl2 + 2H2O H2SO4 + 2HCl +4 +6 -1 [환원제] [산화제] 산화수 증가, 산화

산화제, 환원제로 모두 작용할 수 있는 과산화수소(H2O2) 산화수 증가, 산화 H2O2 + 2KI + 2HCl 2H2O + I2 + 2KCl -1 -1 -2 [산화제] [환원제] 산화수 감소, 환원 [H2O2] - 환원제 산화수 감소, 환원 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 5O2 + 2MnSO4 + 8H2O + K2SO4 -1 +7 +2 [환원제] [산화제] 산화수 증가, 산화

산화수법 : 산화•환원 반응에서 증가하는 산화수와 감소하는 산화수가 같다는 것을 산화•환원 반응식 산화•환원 반응식의 계수 맞추기 Imp. 산화수법 : 산화•환원 반응에서 증가하는 산화수와 감소하는 산화수가 같다는 것을 이용하여 산화•환원 반응식의 계수 맞춘다. [Ex] Sn++ + MnO4ㅡ + H+ → Sn4+ + Mn++ + H2O 1단계 : 반응에 관여하는 원자의 산화수를 구한 후, 산화수 변화 파악 산화수 2증가, 산화 Sn++ + MnO4ㅡ + H+ → Sn4+ + Mn++ + H2O +2 +7 +4 +2 산화수 5감소, 환원 2단계 : 증가한 산화수와 감소한 산화수가 같게 반응식의 계수 조정 (2 x 5) 5Sn ++ + 2MnO4ㅡ + H+ → 5Sn4+ + 2Mn++ + H2O +2 +7 4 +2 (5 x 2) 3단계 : 화살표 양쪽의 산소 원자수를 맞춘다. 산소의 원자수가 8이므로 8H2O 5Sn ++ + 2MnO4ㅡ + H+ → 5Sn4+ + 2Mn++ + 8H2O 3단계 : 화살표 양쪽의 수소 원자수를 맞춘다. 수소의 원자수가 16이므로 16H 5Sn ++ + 2MnO4ㅡ + 16H+ → 5Sn4+ + 2Mn++ + 8H2O [Ex] Sn++ + MnO4ㅡ + H+ → Sn4+ + Mn++ + H2O 1단계 : 반응에 관여하는 원자의 산화수를 구한 후, 산화수 변화 파악 산화수 2증가, 산화 Sn++ + MnO4ㅡ + H+ → Sn4+ + Mn++ + H2O +2 +7 +4 +2 산화수 5감소, 환원 2단계 : 증가한 산화수와 감소한 산화수가 같게 반응식의 계수 조정 (2 x 5) 5Sn ++ + 2MnO4ㅡ + H+ → 5Sn4+ + 2Mn++ + H2O +2 +7 4 +2 (5 x 2) 3단계 : 화살표 양쪽의 산소 원자수를 맞춘다. 산소의 원자수가 8이므로 8H2O 5Sn ++ + 2MnO4ㅡ + H+ → 5Sn4+ + 2Mn++ + 8H2O 3단계 : 화살표 양쪽의 수소 원자수를 맞춘다. 수소의 원자수가 16이므로 16H 5Sn ++ + 2MnO4ㅡ + 16H+ → 5Sn4+ + 2Mn++ + 8H2O

② 증가한 산화수와 감소한 산화수가 같도록 필요한 수를 곱한다. ⇒ 증가한 산화수 2x 1 = 감소한 산화수 1 x 2 [Ex] 산화수법 이용 산화 • 환원 반응식 Cu + NO3ㅡ + H+ Cu++ + NO2 + H2O ① 각 원자의 산화수 변화 확인 산화수 2 증가, 산화 Cu + NO3ㅡ + H+ Cu++ + NO2 + H2O +5 +2 +4 산화수 1 감소, 환원 ② 증가한 산화수와 감소한 산화수가 같도록 필요한 수를 곱한다. ⇒ 증가한 산화수 2x 1 = 감소한 산화수 1 x 2 Cu + 2NO3ㅡ + H+ Cu++ + 2NO2 + H2O ③ 화살표 양쪽의 산소 원자수를 맞춘다. Cu + 2NO3ㅡ + H+ Cu++ + 2NO2 + 2H2O ④ 화살표 양쪽의 수소 원자수를 맞춘다. Cu + 2NO3ㅡ + 4H+ Cu++ + 2NO2 + 2H2O ⑤ 반응 물질과 생성 물질의 전하량의 합이 일치하는지 확인. 반응 물질의 전하량 : (-1) x 2 + (+1) x 4 = +2 생성 물질의 전하량 : (+2) x 1 = 2

이온-전자법 : 산화•환원 반응에서 각 물질이 잃은 전자수의 합과 얻은 전자수의 합이 같다는 것을 이용하여 산화 반쪽 반응과 환원 반쪽 반응으로 나누어 계수 조정 [Ex] Sn++ + MnO4ㅡ + H+ → Sn4+ + Mn++ + H2O 1단계 : 반응에 관여하는 원자의 산화수를 구한 후, 산화수 변화 파악 산화수 2증가, 산화 Sn++ + MnO4ㅡ + H+ → Sn4+ + Mn++ + H2O +2 +7 +4 +2 산화수 5감소, 환원 2단계 : 산화 반쪽 반응과 환원 반쪽 반응으로 분리 산화반응 : Sn++ → Sn4+ 환원반응 : MnO4ㅡ → Mn++ 3단계 : 각 반쪽 반응의 원자수가 같도록 계수 조정 산화반응 : Sn++ → Sn4+ 환원반응 : MnO4ㅡ + 8H+ → Mn++ + 4H2O 4단계 : 각 반쪽 반응의 전하량이 같도록 필요한 전자수를 더한다 산화반응 : Sn++ → Sn4+ + 2eㅡ 환원반응 : MnO4ㅡ + 8H+ + 5eㅡ → Mn++ + 4H2O 5단계 : 각 반쪽 반응에서 잃고, 얻는 전자수가 같도록 조정 산화반응 : 5Sn++ → 5Sn4+ + 10eㅡ 환원반응 : 2MnO4ㅡ + 16H+ + 10eㅡ → 2Mn++ + 8H2O 6단계 : 두 반쪽 반응을 더한다 환원반응 : 2MnO4ㅡ + 16H+ + 10eㅡ → 2Mn++ + 8H2O 전체 반응 : 5Sn++ + 2MnO4ㅡ + 16H+ → 5Sn4+ + 2Mn++ + 8H2O

[Ex] 이온-전자법 이용 산화 • 환원 반응식 Fe++ + MnO4ㅡ + H+ Fe3+ + Mn++ + H2O ① 각 원자의 산화수 변화 확인 산화수 1 증가, 산화 Fe++ + MnO4ㅡ + H+ Fe3+ + Mn++ + H2O +2 +7 +3 +2 산화수 5 감소, 환원 ② 반응식을 산화 반쪽 반응과 환원 반쪽 반응으로 나눈다. 산화 반응 : Fe++ Fe3+ 환원 반응 : MnO4ㅡ + H+ Mn++ + H2O ③ 각 반쪽 반응에서 원자수, 전하량이 같도록 계수를 맞추고, 필요한 전자를 첨가 산화 반응 : Fe++ Fe3+ + eㅡ ⓐ 환원반응 : MnO4ㅡ + 8H+ + 5eㅡ Mn++ + H2O ⓑ ④ 두 반쪽 반응에서 잃은 전자수와 얻은 전자수가 같게 계수 조정 ⇒ ⓐ x 5 산화 반응 : 5Fe++ 5 Fe3+ + 5eㅡ 환원 반응 : MnO4ㅡ + 8H+ + 5eㅡ Mn++ + H2O ⑤ 두 반쪽 반응식을 합한다. 5Fe++ + MnO4ㅡ + 8H+ 5Fe3+ + Mn++ + 4H2O

산화제와 환원제의 양적 관계 산화 • 환원 적정 산화제가 얻는 전자의 몰수 = 환원제가 내놓는 전자의 몰수 (감소한 산화수의 총합 = 증가한 산화수의 총합) 산화•환원 반응식의 계수비 = 산화,환원에 필요한 산화제나 환원제의 몰수비 [Ex] 5Sn++ + 2MnO4ㅡ + 16H+ → 5Sn4+ + 2MnO4ㅡㅡ + 8H2O ⊙ 5몰의 Sn++를 Sn4+로 산화사키는데 2몰의 MnO4ㅡ이 필요 ⊙ 2몰의 MnO4ㅡ을 Mn++ 으로 환원시키는데 5몰의 Sn++ 이 필요 산화 • 환원 적정 산화 • 환원 반응을 이용하여 표준용액으로 농도 미지의 물질의 농도 확인 산화 • 환원 반응의 당량점에서는 다음과 같은 관계식이 성립 nMV = n ’M’’V’’ n, n ‘ : 산화제와 환원제 1몰당 이동한 전하수 M, M ‘ : 산화제와 환원제의 몰 농도 V, V ‘: 산화제와 환원제의 부피

산화수 : 분자나 이온을 구성하는 원자가 가지는 상대적인 전자수 산화와 환원 종합 산화 • 환원과 산화수 산소 수소 전자 산화수 산화 얻음 잃음 잃음 증가 환원 잃음 얻음 얻음 감소 산화 • 환원 반응의 동시성 산화 • 환원 반응은 항상 동시에 일어남 산화된 물질이 잃은 전자수와 환원된 물질이 얻은 전자수가 같다 산화수 : 분자나 이온을 구성하는 원자가 가지는 상대적인 전자수 ① 홀원소 물질에서 원자의 산화수는 “0”이다. [Ex] H2 : 0, Cu : 0 ② 화합물에서 수소의 산화수는 +1, 산소의 산화수는 –2이다. [Ex] HCl : +1, -1, CO2 : +4, -2 ③ 화합물에서 각 원자의 산화수의 총합은 ‘0”이다. [Ex] HClO4 : +1 + 7 + (-2 x4) = 0 ④ 단원자 이온의 산화수는 그 이온의 전자수와 같다. [Ex] Na+ : +1, Sㅡㅡ : -2 ⑤ 다원자 이온을 구성하는 각 원자의 산화수의 총합은 이온의 전하수와 같다 [Ex] NH4+ : -3 + (1 x 4) = +1 ⑥ 과산화물에서 산소의 산화수는 –1, 금속 수소화물에서 수소의 산화수는 –1이다. [Ex] H2O2 : +1, -1, NaH : +, -1

유기화학 탄소화합물의 특성 유기화합물의 분류 탄화수소 유기화합물의 작용기 유기화합물의 이성질체 합성중합체

탄소화합물의 특성 탄소의 공유결합 : 화학적으로 매우 안정한 화합물 탄소들이 결합되어 형성된 탄소골격이 유기화합물의 중심 탄소의 특성이 유기화합물의 특성과 직접적 관계 탄소의 공유결합 : 화학적으로 매우 안정한 화합물 탄소- 탄소간의 공유결합 : 생물체를 구성하는 주요 유기화합물 형성 탄소- 산소, 수소, 유황 등과 공유결합 : 단백질, 탄수화물, 지방, 비타민, 핵산의 기본 골격을 형성 탄소는 전기음성도가 2.5로서 원소들 중에서 중간 위치 여러 원소들 간에 전자를 잃거나 얻지 않고 공유결합 가능 공유결합은 가장 강한 화학결합 이므로 화학적으로 매우 안정 탄소사슬의 공유결합은 고온이 아니면 물, 산소, 산, 염기 등에 의해서 분해 곤란

탄소의 결합 형태 : 다양한 형태의 결합 가능 탄화수소화합물 형성 : 각종 작용기 결합 탄소의 원자가전자가 4개 단일결합, 이중결합, 삼중결합 탄소-탄소 결합은 탄소 수에 무제한 – 긴 탄소사슬 형성 가능 결합의 방향성 4방이므로 수 많은 종류의 화합물 형성 유기화합물 구성 원소 : 10여종 –화합물은 1300만 여종 무기화합물 구성원소 : 90여종 – 화합물은 10만 여종 탄화수소화합물 형성 : 각종 작용기 결합 Hydroxy, Ketone, Aldehyde, Carboxy, Amino radical 등과 결합 – 독특한 물리화학적 특성을 가지는 생체 구성물 형성

탄소간의 결합 종류, 골격 구조, 작용기 존재 여부 등에 따라 분류 유기화합물의 분류 탄소간의 결합 종류, 골격 구조, 작용기 존재 여부 등에 따라 분류 탄화수소 지방족 탄화수소 알칸 알켄 알킨 고리형 시클로알칸 유기화합물 시클로알켄 방향족 탄화수소 시클로알킨 탄화수소-작용기

탄화수소 지방족 탄화수소 알칸(Alkane) 구조와 명칭 구조 CnH2n+2 … H H H H H H H H C H H C H

명 칭 접두 명칭(IUPAC) 탄소 수에 따라 숫자를 의미하는 접두 명칭에 ‘-ane”의 어미를 붙여 명명 명 칭 탄소 수에 따라 숫자를 의미하는 접두 명칭에 ‘-ane”의 어미를 붙여 명명 접두 명칭(IUPAC) 탄소 수 접두 명칭 탄소 수 접두 명칭 1 Meth 6 Hex 2 Eth 7 Hept 3 Prop 8 Oct 4 But 9 Non 5 Pent 10 Dec [Ex] CH4 : Methane, CH3CH3 : Ethane, CH3CH2CH3 ; Propane, C10H22 : Decane Alkane 에서 수소 1개가 제거된 것을 alkyl group 또는 alkyl radical이라 하고, alkane의 접두 명칭에 ‘-yl”의 어미를 붙여 명명 [Ex] CH3 : Methyl, CH3CH2: Ethyl, CH3CH2CH2 ; Propyl, C10H21 : Decyl

Alkane의 수소가 다른 원자 또는 작용기로 치환된 alkane 탄소의 번호를 붙이되 치환된 수소의 번호가 작도록 번호를 붙인다. ①치환된 수소의 탄소번호, ②결합원자 혹은 원자단 명칭, ③알칸 명칭 순서로 명명 치환된 수소가 여러 개일 경우, 수소 대신 결합한 원자 혹은 원자단 알파벳 순서에 따라 배열 동일한 원자 혹은 원자단이 여러 개 치환된 경우 치환기 앞에 치환기의 숫자에 따라 ‘di -’,’tri-’, ‘tetra-’ 등을 치환기 앞에 붙인다 [Ex] CH3-CH-CH2-CH3 CH3-CH-CH-CH3 CH3-CH-CH-CH3 ① ② ③ ④ ① ② ③ ④ 〡 〡 〡 Br Br NO2 2-bromobutane 2-bromo-3-nitrobutane ① ② ③ ④ 〡 〡 Br Br 2,3-dibromobutane

가지가 있는 alkane 가장 긴 탄소사슬의 골격으로 탄소의 번호 부착, 가지가 결합된 탄소가 작은 번호 부착 가지 탄화수소의 명칭은 alkyl radical의 명칭 ①가지가 결합된 탄소 번호, ②가지 alkyl radical 명칭, ③골격 탄화수소 명칭 [Ex] CH3-CH2-CH-CH2-CH2 CH2-CH3 CH2-CH-CH ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ① CH3 CH3 CH3 CH2 ② ③ ④ CH3 CH2 -CH2-CH3 ⑤ ⑥ ⑦ 3-ethyl-heptane 3,4-dimethyl-heptane

특 성 Alkane의 물리적 특성 Alkane의 화학적 특성 특 성 Alkane의 물리적 특성 분자량이 작은 alkane(methane, ethane, propane, butane) : 결합력이 약하여 비점이 영하, 실온에서 기체 분자량이 큰 alkane : 빙점과 비점이 높아짐 분자 내 전자와 양성자들의 수적 증가로 상호 인력 증대 고체 → 액체, 액체 → 기체의 전환에 많은 에너지 필요 Alkane의 화학적 특성 Alkane은 결합력이 강한 공유결합- 매우 안정한 화합물 결합이 분해되어 화학적 변화를 위해서는 매우 높은 에너지 필요 Alkane의 화학반응 : 산화, 할로겐화, 탈수소반응 등 [Ex] 산화: methane, butane → 연소 할로겐화 : methane + Cl’s → CH3Cl, CH2Cl2, CHCl3 등 탈수소반응 : 700- 900 ℃ 가열 → 불포화 탄화수소(alkene) 100℃

알켄(Alkene), 알킨(alkyne) 구조 CnH2n Alkene : 지방족 탄화수소에서 탄소간에 삼중결합이 있는 화합물 CnH2n-2 한 분자 내에 이중결합, 삼중결합이 2개 이상 존재하는 경우가 있으므로 위의 분자식이 모든 경우에 맛는 것은 아님

명 명 탄소 수에 따라 탄화수소의 접두명칭에 각각 “-ene”, “-yne”를 붙여 명명 [Ex] 명 명 탄소 수에 따라 탄화수소의 접두명칭에 각각 “-ene”, “-yne”를 붙여 명명 단, ethene과 ethyne은 일반명으로 각각 ethylene, acethylene으로 명명 수소를 치환하는 원자 혹은 원자단, 가지사슬이 있는 경우 : alkane과 동일 방법으로 명명 불포화결합의 위치 : 골격 이름 앞에 표기 결합 개수에 따른 어미 “-ene”을 “adiene”(2개), “atriene”(3개)로 표기 명명 순서 : ①가지가 결합된 탄소 번호, ②가지 alkyl radical 명칭, ③골격 탄화수소 명칭 [Ex] CH3-CH2-CH=CH2 CH3-CH2-CH-CH2-CH2-CH2-CH3 CH3-C-C≡C-CH3 ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ 1-butene CH2 ② CH 3-propyl-1-heptene ⑤ ④ ③ ② ① ① CH2 CH2 4,4-dimethyl-2-pentyne

특 성 Alkene, Alkyne의 물리적 특성 Alkene, Alkyne의 화학적 특성 특 성 Alkene, Alkyne의 물리적 특성 Alkane과 유사(수소원자의 수만 상이) Alkene, Alkyne의 화학적 특성 Alkene, alkyne의 다중결합은 시그마결합 외에 파이결합을 각기 1쌍, 두쌍 가지임 파이결합은 시그마마결합보다 결합에너지가 낮고, 반응성이 크다 시그마결합(sigma bound,  bound) ; 탄소원자에 의해 형성된 3개의 공유결합 파이결합(pi bound,  bound) :  bound의 평면 수직방향에 옆으로 중첩 결합

첨가반응 : alkene → alkane, alkyne → alkene으로 변화 첨가반응에서 수소가 첨가되는 것을 수소화(hydrogenation)라 하고 - 식물성 지방으로부터 마가린 제조에 이용 [Ex] H2C-CH2 + A-B → H2C-CH2 A B 중합체 형성 : 일종의 첨가반응으로 알켄을 산소 혹은 과산화물과고온(200℃), 고압(2000기압)에서 반응 ethene을 원료로 polyethylene 합성반응 [Ex] 1단계 과산화물 분해에 의한 alkoxy radical 형성 RO-OR → -DR + -OR 2단계 : alkoxy radical이 ethene의 이중결합에 첨가 새로운free radical(alkoxy ethyl)생성 RO- + H2C=CH2 → RO-CH2 -C•H2 3단계 : Alkoxy ethyl radical이 다시 ethene에 첨가되어 분자량이 증가한 새로운 free radical 생성 RO-CH2-C•H22 + H2C=CH2 → RO-CH2-CH2-CH2 -C•H2

시클로알칸(Cycloalkane), 시클로알켄(Cycloalkene) 구조 지방족 탄화수소의 고리구조 형성은 수소가 2개 제거되기 때문에 Cycloalkane의 분자식 : CnH2n Cycloalkene의 분자식 : CnH2n-2(이중결합 1개), CnH2n-4(이중결합 3개) CH3 CH3 CH3 CH3 CH3 CH3 CH3 CH3 CH3 CH3 Cyclopropane Cyclobutane CH3 CH3 H CH3 H Cyclopentane H C C CH3 CH3 H H C H CH3 CH3 H H C H C C CH3 Cyclohexane H H H

Alkane alkene명 앞에 “cyclo-”를 붙여서 명명 명 명 Alkane alkene명 앞에 “cyclo-”를 붙여서 명명 - 이름 앞에 이중결합의 위치 명시 Cycloalkane에 alkyl radical이 있는 경우에는 탄소의 위치 표기 Alkyl radical이 1개인 경우에는 탄소위치 명시하지 않고, 2개 이상인 경우 탄소 번호를 작게 하여 표기 동일한 alkyl radical이 함께 가지를 형성하면 그 숫자도 명시 명명 순서 : ①가지가 결합된 탄소 번호, ②가지 alkyl radical 명칭, ③골격 탄화수소 명칭 CH3 CH3 CH3 CH3 CH3 CH3 CH3 methyl cyclopentane 1,1-dimethyl cyclopentane 1,2-dimethyl cyclopentane 1,2-dimethyl 2-cyclopentane

특 성 Cycloalkane, Cycloalkene 의 물리적 특성 Cycloalkane, Cycloalkene의 화학적 특성 특 성 Cycloalkane, Cycloalkene 의 물리적 특성 탄소수 4개 이하는 결합각이 적기때문에 불안정하나, 탄소수 5개 이상은 탄소의 결합각 109.5◦와 거의 유사함으로 안정 Cycloalkane, Cycloalkene의 화학적 특성 탄소 수 4개 이하는 불안정하여 쉽게 첨가반응으로 고리구조 해제 산화하여 열을 방출 : 석유, 휘발유, 등유 등 CH3 + H2 CH3CH2CH3 CH3 CH3

방향족 탄화수소는 벤젠(benzene)과 그 유도체들 벤젠은 이중결합과 단일결합이 각각 3개씩 가지는 구조와 명칭 방향족 탄화수소는 벤젠(benzene)과 그 유도체들 벤젠은 이중결합과 단일결합이 각각 3개씩 가지는 6개의 탄소로 구성된 6각형의 고리구조 H H C H C C C C H H C H

벤젠탄소의 수소를 치환하는 원자단이 결합되어 있을 경우 원자단의 명칭과 함께 결합되어 있는 탄소의 위치 표기 (단, 1개의 수소만이 치환된 경우에는 탄소의 위치 표기하지 않음) 수소에 치환된 탄소 번호의 합이 가능한 한 작게 번호 표기 동일한 원자단이 2개 이상 치환되는 경우 그 수를 “di-”, “tri-”등으로 표기 탄소의 위치 표시 대신 ortho-(o-), meta-(m-), para-(p-) 등으로 표기 명명 순서 : ①치환된 탄소 번호, ②치환된 원자단 명칭 ③골격(-benzene) 명칭 CH3 CH3 CH3 CH3 CH3 ① ① ① ① ② G ① CH3 ③ ortho ④ methylbenzene 1,2-dimethyl benzene ortho-dimethyl CH3 1.3-dimethyl benzene meta-dimethyl ② 1,4-dimethyl benzene para-dimethyl ③ meta para

벤젠의 이중결합은 파이결합 전자가 공명에 의해 균일하게 분포되어 cycloalkene보다 안정 특 성 벤젠의 이중결합은 파이결합 전자가 공명에 의해 균일하게 분포되어 cycloalkene보다 안정 다른 원자나 원자단과는 치환반응 (alkene은 첨가반응) 벤젠은 첨가반응은 안정성 상실 벤젠의 치환반응 – 친전자성 치환반응 : 고온, 고압조건 할로겐화 반응(Halogenation) 질화반응(Nitration) 알킬화반응(Alkylation) X FeX3 + X2 + HX Cl 혹은 Br NO2 H2SO4 + HO- NO2 + H2O Nitric acid CH2CH3 AlCl3 + CH3CH2Cl + HCl Chloroethane

알데히드, 케톤, Aldehyde, Ketone 유기화합물의 작용기 알코올, Alcohol 에테르, Ether 알데히드, 케톤, Aldehyde, Ketone 카르복시산, Carboxylic acid 에스테르, Ester 아민, 아미드, Amine, Amide

유기화합물의 작용기 탄소와 수소 외의 원소들을 포함하는 유기화합물 분자는 탄화수소 유래 부분과 작용기으로 구성 작용기 : 탄화수소 부분의 성질과 관계없이 그 분자의 화학적 특성을 나타내는 원자단 탄화수소부분 : 반응성이 매우 낮음 작용기 : 반응성이 강함 (극성, 수용액에서 이온상태로 전환) ⇒ 해당 분자의 특성에 크게 영향 유기화합물을 작용기에 의해 분류되기도 한다 한 분자 내 여러 개의 작용기를 가지는 경우 각 작용기는 어느 정도 독립적인 특성을 유지하면서 반응에 참여

유기화합물의 작용기 작용기 화합물의 화학식 화합물의 분류 -OH R-OH 알코올, Alcohol -O- R-O-R’ 에테르,Ether -C-H ∥ O R-C-H ∥ O 알데하이드 AldehydeO -C- ∥ O R-C-R’ ∥ O 케톤 Ketone -C-OH ∥ O R-C-OH ∥ O 산 Acid -C-O ∥ O R-C-OR’ ∥ O 에스테르 Ester -NH2, =NH, ≡N R-NH2, R2-NH, R3-N 아민, Amine -C-NH- ∥ O R-C-NH-R’ ∥ O 아마이드 Amide

알코올, Alcohol 구조와 명칭 구 조 탄화수소의 수소가 히드록시기(-OH, hydroxy radical)로 치환된 것 구 조 Alkyl radical(R) – OH : alcohol Aryl radical(Ar) –OH : phenol ※ hydrocarbon, glycerol도 alcohol임 “-OH”가 결합되어 있는 탄소 수에 따라 알코올 분류 1차알코올(primary alcohol) : R-CH2-OH 2차알코올(secondary alcohol) : R2-CH-OH 3차알코올(tertiary alcohol) : R3-C-OH Alkyl radical : aliphatic hydrocarbon 핵에서 수소 1원자를 제거한 radical의 총칭 Aryl radical : aromatic hydrocarbon 핵에서수소 1원자를 제거한 radical의 총칭

명 명 탄화수소 명칭의 형용사형 어미에 올(-ol)을 붙여서 명명 명 명 탄화수소 명칭의 형용사형 어미에 올(-ol)을 붙여서 명명 “-OH”가 결합된 탄소의 번호를 결합 위치 앞에 표기 – 가장 낮은 숫자가 되도록 알코올의 수가 2개 이상인 경우 : “-ol” 앞에 “di -”, “tri-”로 표기 1개의 “-OH”가 1번 탄소에 결합된 경우에는 일반적으로 탄소번호 생략 ③ ② ① ① ② ③ CH3 CH2 CH2 OH CH3 CH CH3 OH 1-propanol propanol OH 2-propanol OH ④ ③ ② ① cyclohexanol CH3 CH CH2 CH2 OH ① ⑥ ② ② ① CH3 OH CH2 CH2 OH ③ ⑤ OH 3-methyl-1-butanol 1,3-ethanediol ④ 1.3-cyclohexanediol

특성 물리적 특성 비점(끓는점, boiling point) 용해도 “-OH”는 H2O의 수소 1개가 alkyl radical로 치환 형태의 구조 “-OH” 의 산소 : 강한 전기음성도, 2쌍의 고립전자쌍을 가지므로 음극성 “-OH”의 산소 : 양극성 물리적 특성 비점(끓는점, boiling point) 탄소 수가 많아지면 유사한 분자량의 alkane보다 비점이 높아진다 “-OH”의 수가 많으면 비점이 매우 높아진다 1,2-ethanediol(bp : 197℃)/ propanol(bp : 97℃) 용해도 탄소 수가 5개 이하에서는 물에 잘 용해, 탄소 수가 증가하면 용해도 저하 “-OH”의 수가 많으면 용해도 높아진다 Glucose(5개의 –OH), Hexanol(1개의 –OH)의 용해도 : 각각 95%, 0.6%(20℃)

강산과 반응 → 수소이온을 받아들이는 염기로서의 기능 염기와 반응 → 수소이온을 내놓는 산로서의 기능 물리적 특성 해리되어 수소이온 형성 강산과 반응 → 수소이온을 받아들이는 염기로서의 기능 염기와 반응 → 수소이온을 내놓는 산로서의 기능 ※ 강염기(NaOH)와는 반응하지 않음 산화(Oxidation) 1차알코올 → 알데히드(aldehyde) 2차알코올 → 케톤(ketone) 3차알코올 : 산화하지 않음 R CH OH [O] R C H + H2O H O R CH R [O] R CH R + H2O OH O

Alcohol Alkene or Ether 탈수반응(Dehydration) Alcohol Alkene or Ether Dehydration 96% H2SO4 CH3 CH2 OH CH2 CH2 + H2O 180℃ Ethanol Ethene CH3 CH2 OH 96% H2SO4 + CH3 CH2 O CH2 CH3 140℃ CH3 CH2 OH + H2O Ethyl ether 2 Ethanol

일반적으로 alcohol은 강염기와 반응하지 않으나 phenol 과는 반응 Phenol과 Sodium hydroxide의 반응 강염기(NaOH)와의 반응 일반적으로 alcohol은 강염기와 반응하지 않으나 phenol 과는 반응 Phenol과 Sodium hydroxide의 반응 H+ OH + NaOH Oㅡ Na+ + H2O Na+ Sodium phenoxide Phenol

에테르, Ether 구조와 명칭 Alkyl 또는 aryl radical 2개가 산소에 의해 결합 CH3- O -CH3 CH3-O- CH2CH3 CH2 CH2 CH2 CH2 R-O-R’ Dimethyl ether Ethyl methyl ether O 1,4-Epoxybutane

특성 Ether의 산소는 2쌍의 고립전자쌍이 있어 음극성 분자간 결합력이 약함(alkane보다는 결합력이 강함) 용해성 비점 물에는 약간 녹는다(alcohol보다는 용해성이 낮다) 우수한 비극성 용매(산소의 음극성으로 극성 물질도 약간 용해) - 수용액에서 유기물을 추출하여 분리, 정제에 이용 비점 물이나 알코올보다는 낮지만 alkane보다는 높다

알데히드, 케톤, Aldehyde, Ketone 구조와 명칭 알데히드나 케톤은 카르보닐기(=C=O, carbonyl radical)로 구성된 화합물이므로 카르보닐 화합물이라고도 구조와 명칭 Carbonyl radical에 결합되어 있는 2개의 원자단 중 최소한 1개가 수소이면 aldehyde 2개가 모두 alkyl 또는 aryl이면 ketone Aldehyde의 명명 Aldehyde 탄소로부터 번호를 붙여 가장 긴 사슬이 되도록 번호 부여 골격 구조의 탄소 수에 해당하는 alkane의 어미”-e”를 빼고 “-al”을 표기 구조에 결합된 원자단 관련 표기는 alkane과 동일 Aldehyde가 2개일 때에는 aldehyde 어미”-al” 앞에 “di-”를 붙인다 별명 : 해당 카르복시산 일반명칭의 어미 ‘-ic acid” 혹은 “-oic acid” 대신 “-aldehyde”를 붙인 일반명도 사용

Ketone의 명명 Aldehyde 탄소로부터 번호를 붙여 가장 긴 사슬이 되도록 번호 부여 골격구조의 탄소 수에 해당하는 alkane의 어미”-e”를 빼고 “-one”을 표기 Ketone의 탄소번호를 골격구조의 앞머리에 표기 구조에 결합된 원자단 관련 표기는 alkane과 동일 별명 : Ketone에 결합되어 있는 탄화수소 원자단의 명칭을 형용사형(-yl)으로 하고 어미에”-ketone”를 붙인 일반명도 사용 Aldehye O O CH3 O H C H CH3 C H CH3CH2CHCH2CH2 C H O O methanal ethanal 4-methylhexanal H C CH2CH2 C H Ketone butanedial O O O CH3 C CH3 CH3CH2CH2 C CH3 CH3CH2 C CHCH2CH3 propanone 2-pentanone 4-methyl-3-hexanone CH3

특성 용해도 반응성 - 산화 Carbonyl radical의 산소는 음극성, 탄소는 양극성 분자 내에 음극성과 양극성을 가지므로 물에 용해 단, 탄소 수가 5개 이상으로 되면 용해도는 급속히 저하 반응성 - 산화 Aldehyde는 산화하여 carboxylic acid 형성 Ketone은 산화하지 않고, KMnO4 존재하의 고온에서 산화 분해 O O 3 R C H + Cr2O7ㅡㅡ + 8H+ 3R C OH + 2Cr3+ Aldehyde K2Cr2O7 H2SO4 Carboxylic acid + 4H2O

Aldehyde, ketone은 환원하여 alcohol 생산 - aldehyde는 1차 알코올, ketone은 2차알코올 생산 반응성 - 환원 Aldehyde, ketone은 환원하여 alcohol 생산 - aldehyde는 1차 알코올, ketone은 2차알코올 생산 O H2/Ni R C H R-CH2-OH ⊿℃ Aldehyde Primary alcohol O OH H2/Ni R C R R C R ⊿℃ Ketone Secondary alcohol O OH CH3 C COOH CH3 C COOH Lactic acid dehydrogenase Pyruvic acid Lactic acid

반응성 – 알코올과의 반응 Aldehyde → Hemiacetal (생체내 Glucose 생합성) Ketone → Hemiketal (생체내 Fructose 생합성) O OH CH3CH2 C H + CH3OH CH3CH2CH propanal methanol OCH3 1-methoxy-1-propanoll Hemiacetall O OH CH3CH2 C CH3 + CH3OH CH3CH2CH CH3 2-butanone methanol OCH3 2-methoxy-2-butanol Hemiketal

카르복시산, Carboxylic acid 구조와 명칭 카르복시산은 alkyl radical에 carboxyl radical이 결합된 화합물 유기산(organic acid) 또는 지방산(fatty acid)라고도 한다 구조와 명칭 Carboxyl radical은 탄소사슬 끝에 결합 히드록시기(-OH), 아미노기(-NH2)가 결합된 카르복시산 존재 HC-COOH H3C-COOH CH3CH2CHCH2-COOH methanoic acid ethanoic acid CH3 3-methylpentanoic acid CH3CH2CH-COOH CH3CH-COOH OH NH2 2-hydroxybutanoic acid 2-aminopropanoic acid

Carboxylic acid의 명명 Carboxyl 탄소로부터 번호를 붙여 가장 긴 사슬이 되도록 번호 부여 탄소 수에 해당하는 탄화수소 명칭의 어미”-e”를 빼고 “-oic”을 붙여 골격명으로 표기(ethane → ethanoic acid) 구조에 결합된 원자단 관련 표기는 alkane과 동일 Carboxyl이 2개일 때에는 어미”-oic” 앞에 “di-”를 붙여 표기(dioic) 별명 : 해당 카르복시산 일반명칭 대신 일반명도 사용 HC-COOH H3C-COOH CH3CH2CHCH2-COOH Methanoic acid Formic acid Ethanoic acid Acetic acid CH3 3-methylpentanoic acid 3-methyl valeric acid

히드록시기(-OH), 아미노기(-NH2)가 결합된 경우 Carboxylic acid에 부여괴는 탄소의 번호 ① ② ③ ④….. 대신 그리스어의 알파벳(    ….. )으로 표기 가능 O     CH3CH2CH-COOH CH2CH2-COOH C-C-C-C C OH OH NH2 2-hydroxybutanoic acid -hydroxybutylic acid 3-aminopropanoic acid -aminopropionic acid Carboxyl radical 을 가지는 carboxylic acid : Lactic acid, Tartaric acid 등 Amino radical 을 가지는 carboxylic acid : 각종 amino acid

카르복시산에 이중결합이 있는 경우 Carboxylic acid의 어미 “-oic acid” 대신 “-enoic acid”를 붙여 명명 이중결합이 2개 이상일 때는 “enoic acid” 앞에 di-, tri-, tetra- 등을 붙여 명명 ⑬ ⑫ ⑩ ⑨ CH 3 (CH2)4CH=CHCH2CH=CH(CH2)7COOH 9,12-octadecadienoic acid(Linoleic acid)

특성 용해도 녹는점, 끓는점 Carboxyl radical의 이중결합 전자의 공명효과로 탄소와 수소는 양극성 용해도 분자 내에 음극성과 양극성을 가지므로 탄소 수가 4개 이하의 카르복시산은 물에 완전 용해 탄소 수가 5개 이상으로 증가되면 용해도는 급속히 저하되고 탄소 수가 10개 이상이면 물에 난용 녹는점, 끓는점 카르복시산은 분자간 수소결합을 하므로 녹는점과 끓는점이 높다 분자량이 큰 카르복시산의 분자간 수소결합 확률은 낮으나, 유발쌍극자 힘에 의한 분자간 결합으로 녹는점과 끓는점이 높다. 유발쌍극자 힘(induced dipole-dipole force) : 비극성 분자에 전하를 가지는 물질이 접근하면 분자 내 전자분포의 균형이 깨지면서 극성을 형성하고, 전하를 가지는 물질과 결합할 수 있게 된다 이러한 현상에 기인하는 결합력을 유발쌍극자 힘이라 한다.

반응성 – Carboxyl radical 수소의 해리 및 염의 생산 해리 : R-COOH + H2O R-COOㅡ + H3O+ 염의 생산 : R-COOH + NaOH R-COONa + H2O 반응성 – Carboxyl radical “-OH”의 치환반응 O O O O R C OH + R’ C OH R C O C R’ + H2O Carboxylic acid Acid anhydrous O O R C OH + R’-OH R C OR’ + H2O Alcohol Ester O O R C OH + NH3 R C NH2 + H2O Ammonia Amide

에스테르, Ester 구조와 명칭 카르복시산과 알코올이 축합되어 물 1분자가 제거된 화합물 R-COOR’(R : Hydrogen, alkyl, aryl R’ : alkyl, aryl) 알코올을 앞에 카르복시산을 뒤에 표기 알코올은 alkyl의 명칭 카르복시산은 어미 “-ic acid”를 “-ate”로 변환 Ester의 형성과 명칭 O O H+ CH3CH2 C OH + H – OCH3 CH3CH2 C OCH3 Propanoic acid Propionic acid Methanol Methyl alcohol Methyl propanoate Methyl propionate + H2O O O Methyl ethanoate Methyl acetate R C OH + HO-R’ CH3 C O CH3

끓는점이 낮음 ⇒ 분자량이 적은 에스텔은 휘발성 특성 비극성이므로 물에 난용 끓는점이 낮음 ⇒ 분자량이 적은 에스텔은 휘발성 가수분해 산성조건 → 카르복시산 + 알코올 염기성 조건 → 비누(비누화 반응) 에스텔의 가수분해 O O 산성 가수분해 H+ R C OR’ + H2O R C OH + HO-R’ or enzyme acid alcohol 염기성 가수분해 (비누화 반응) O O H2O R C OR’ + NaOH R C OㅡNa+ + HO-R’ △ alcohol 비누

2-Hydroxymethylbenzene Ester화합물 IUPAC명칭 일반명 과일향 Isopentyl ethanoate Isoamyl acetate 바나나, 배 Ethyl butanoate Ethyl butyrate 파인에플 Isobutyl methanoate Isobutyl formate 나무딸기(raspberry) Octyl ethanoate Octyl acetate 오렌지 2-Hydroxymethylbenzene Methyl salicylate 바위앵도(wintergreen)

아민 : 암모니아(NH3) 분자의 수소원자 1-3개가 아민, 아미드, Amine, Amide 구조 아민 : 암모니아(NH3) 분자의 수소원자 1-3개가 alkyl 또는 aryl로 치환된 화합물 아미드 : 카르복시산과 아민의 반응생성물 R R R NH3 NH2 NH N R’’ 암모니아 1차 아민 R’ R’ 2차 아민 3차 아민 O O R’ O R’ R C NH2 R C NH R C N 산아미드 1차 아미드 2차 아미드 R’’

명명 아민 아미드 : “-amine” 대신 “-amide”로 표기 1차 아민 : 수소를 치환한 alkyl의 alkane 명칭의 어미 “-e” 대신 “-amine” 으로 하여 골격 명칭 Alkyl의 중간에 질소가 결합되면 앞에 탄소의 번호 표시 Alkyl에 탄화수소 가지가 있으면 위치와 명칭을 골격명칭 앞에 표시 2,3차 아민 : 질소에 결합된 가장 긴 alkyl을 골격 명칭 질소에 결합되어 있는 짧은 alkyl명칭을 골격명칭 앞에 표기 (단, 질소에 결합되어 있음을 나타내는 “N”을 짧은 alkyl명 앞에 표시하고, 동일한 alkyl이 2개 결합되어 있으면 “N,N-di-”로 표기) 아미드 : “-amine” 대신 “-amide”로 표기 CH3 CH3 NH2 CH2CH2CH3 ① ② ③ CH3 C CH3 CH2CH3 N-methyl-1-propanamine NH2 CH3 NH CH2CH2CH2CH3 2-methyl-2-propanamine N-ethyl-N-methyl-1-butanamine CH3 CH3 N CH2CH2CHCH2CH3 N,N-dimethyl-3-ethyl-1-pentanamine CH2CH3

물과 반응 H+을 받아들여 OHㅡ생산 ⇒ 약염기 methylamine, ethylamine은 ammonia보다 강한 염기성 특성 아민 물과 반응 H+을 받아들여 OHㅡ생산 ⇒ 약염기 아민의 종류에 따라 염기의 세기가 상이 methylamine, ethylamine은 ammonia보다 강한 염기성 1차, 2차 아민은 카르복시산과 반응 ⇒ 아미드 형성 NHR2 + R’COOH R’CO-NR2 + H2O amine Carboxylic acid amide 아미드 아민과 암모니어와는 다르게 중성

구성원자의 종류와 수가 동일하나 분자 내 배치가 상이하여 유기화합물의 이성질체 구성원자의 종류와 수가 동일하나 분자 내 배치가 상이하여 성질이 서로 다른 화합물을 이성체라고 한다 구조 이성체 기하학적 이성체 광학 이성체

구조 이성체(constitutional isomer) 분자식은 동일하나 분자의 골격이 상이한 화합물 C2H6O → CH3CH2-OH, CH3-O-CH3 Ethyl alcohol Dimethyl ether

기하학적 이성체(stereo, geometric isomer) 탄소골격에 결합되어 있는 원자 및 원자단의 종류와 수는 동일하나 기하학적 배치가 상이한 화합물 탄소간에 이중결합이 있을 때 전형적으로 나타남 Cl Cl H Cl C C C C H H Cl H cis-1,2-dichloromethane bp : 60.1℃ trans-1,2-dichloromethane bp : 48.4℃

CH3 CH3 CH3 ① CH3 ② ③ CH3 CH3 m-Xylene mp : -47.9℃ o-Xylene mp : -25.0℃ p-Xylene mp : 13.3℃

광학 이성체(Optical isomer) 거울상 이성체(enantiomer), 키랄이성체(chiral isomer)라고도한다 구성원자, 원자단이 동일하고, 이들의 배치각도 및 거리가 동일하나 대칭의 관계에 있는 이성체 탄소에 결합되어 있는 4개의 원자 혹은 원자단의 종류가 모두 다른 경우에 광학이성체가 존재 이러한 탄소 : 부제탄소(asymmetric carbon), 비대칭탄소, 키랄탄소(chiral carbon)

합성중합체 많은 작은 분자가 서로 결합하여 이루어진 큰 분자 중합체를 구성하는 작은 분자들을 단위체(monomer)라 한다 천연중합체 : 생물체 내에서 생합성되는 전분, 섬유소, 고무 등 합성중합체 : 플라스틱류, 나이론, 실리콘고무 등 합성중합체는 중합반응에 따라 첨가중합체, 축합중합체로 구분 첨가중합체 : 이중결합을 가지는 분자들이 첨가반응에 의해 합성된 중합체 [Ex] (ethylene) → polyethylene 축합중합체 : 단위체가 결합할 때 물과 같은 작은 분자를 잃으면서 합성되는 중합체 [Ex] phenol+ formaldehyde → 베크라이트(절연체)