농업화학의 길잡이

농업화학의 길잡이

1. 물질의 종류

(1) 화학적 조성에 따른 분류

1) 물질의 종류

┌── 단체

┌── 순물질 ─┤

물질 −−−−−−−┤ └── 화합물

│ ┌── 균일 혼합물

└── 혼합물 ─┤

└── 불균일 혼합물

2) 순물질(pure substance) : 단독 원소로 구성된 물질. 단독 화합물을 말하며, 각

기 고유의 성질을 갖는다.

예) 물은 100℃에서 끓고, 0℃에서 얼고, 4℃에서 1g/cm3의 밀도를 갖는다.

이것은 물의 고유한 성질이다.

① 단체(simple substance) : 한 가지 원소로만 이루어진 물질.

예) 철(Fe), 구리(Cu), 아연(Zn), 나트륨(Na), 은(Ag), 금(Au), 산소(O2),

수소(H2), 질소(N2) 등

② 원소(element) : 단체나 화합물을 구성하는 성분임.

예) 탄소(C), 수소(H), 황(S), 철(Fe) 등의 원소

③ 화합물(compound) : 두 가지 이상의 원소(원자)가 결합하여 일정한 성분비를 이루어 원래 갖고 있던 성질이

아닌 다른 성질을 나타내는 물질.

분해되어 두 가지 이상의 단체로 나누어짐.

3) 혼합물(mixture) : 두 가지 이상의 순물질이 섞인 것임. 분리하면 쉽게 순물질로 분리됨.

① 균일 혼합물(homogeneous mixture) : 완전히 균일하게 섞인 것임.

예) 소금물, 설탕물, 청동(Cu+Sn), 황동(Cu+Zn) 등

② 불균일 혼합물(heterogeneous mixture) : 균일하게 섞이지 않고, 각 성분들이 분리되어 있는 것임.

예) 밀가루와 설탕, 화강암, 연기, 우유 등

(2) 물리적 상태에 따른 분류

: 물질 - 고체, 액체, 기체

상태 - 서로 다른 물질의 형태

상 - 물질과 물질사이에 경계가 있는 물질의 상태

균일 혼합물은 한 가지 상, 불균일 혼합물은 두 가지 이상의 상으로 구성됨.

1) 기체(gas) : 밀도가 낮고 압축성이 있음. 유동성이 있어서 분자, 원자, 이온들은 빈 공간을 끊임없이 운동함. 불규칙한 직선운동,

회전운동, 진동운동

2) 액체(liquid) : 밀도는 고체와 비슷함. 압축성이 없고 유동성이 있음.

분자, 원자, 이온의 배열은 조밀하고 불규칙적으로 계속 운동함. 회전운동, 진동운동

3) 고체(solid) : 경도를 가지며 압축성이 없고 밀도가 크다.

분자, 원자, 이온은 치밀하게 밀집되고 위치가 고정되어 있음. 진동운동

2. 비중 및 밀도

(1) 비중 : 같은 부피의 물의 질량에 대한 다른 물질의 질량에 대한 비율임. 물은

4℃에서 최대의 밀도를 나타냄.

비중={어떤 물질의 밀도(g/ml) } over {4℃ 물의 밀도(g/ml }

물 10g의 부피 = 물 10ml

황 10g의 부피 = 황 4.83ml

금 10g의 부피 = 금 0.518 ml

(2) 밀도(density) : 단위 부피당의 물질의 질량임. 즉, 질량을 부피로 나눈 값임.

밀도= {질량(g) } over {부피(cm^3) }

단위 : 고체, 액체 - g/ml, g/cm3,기체 - g/L

3. 온도

(1) 온도 : 차가움이나 뜨거움을 나타내 주는 것,

(2) 열 : 에너지의 한 형태이며, 찬 물체와 뜨거운 물체를 접촉시키면 열은 온도가

같아질 때까지 높은 곳에서 낮은 곳으로 흐른다.

(3) 온도의 종류: 섭씨 온도, 화씨 온도, 절대 온도

1) 섭씨 온도(Celsius, ℃) : 미터계에서 사용함.

① 순수한 물의 끓는점 : 100 ℃

② 순수한 물의 어는점 : 0 ℃

2) 화씨 온도(Fahrenheit, oF) : 영국의 단위계

① 순수한 물의 끓는점 : 212 oF

② 순수한 물의 어는점 : 32 oF

③ 섭씨 온도와 화씨 온도의 환산

섭씨 ℃ : { 5} over {9 } (^o F - 32) 화씨 oF : { 9} over {5 } (℃) + 32

3) 절대 온도(Kelvin, K) : SI 단위임. 이론적으로 도달 가능한 최저 온도

(-273.14 ℃), 즉 절대영도를 0 K로 gka.

① 물의 어는점은 273.14K

② 물의 끓는점은 373.14K 로 온도간의 간격은 섭씨와 같다.

③ 절대 온도 = 273.14 + 섭씨온도(℃)

4. 비열

(1) 비열(specific heat) : 어떤 물질 1g을 1℃ 높이는데 필요한 열량

(2) 비열 = 열량(cal) ÷ 질량(g) ÷ 온도변화(℃)

(3) 비열 = { cal} over {g TRIANGLE T } (cal/g ℃) ΔT는 T1에서 T2까지의 온도변화임.

* 표 1.2 물질의 비열 설명

5. 단위

◦ 세계적으로 많이 사용되는 단위 : 영국식 단위와 미터계가 있음.

◦ 우리나라에서는 척관법을 사용함.

◦ 물리나 화학에서는 국제단위계 SI(Sistem of international unit)라는

◦ 국제 표준 미터단위계를 사용하기로 약속함.

◦ SI단위는 미터단위계를 간편하게 현대화한 것

길이 : m, 부피 : L를 사용함.

◦ 표 1.3 SI 기본단위 설명

◦ 표 1.4 SI 유도단위 설명

◦ 숫자가 많거나 적을 경우 생략형으로 수치를 지수로 표기함.

지수는 그리스어 접두어로 표기함.

예) 1m = 100cm, 1cm = 1×10-2 m = 1/100m

1,000mm 1mm = 1×10-3m = 1/1,000m

1Km = 1,000m = 1×103m

◦ 표 1.5 단위표기 숫자 접두사 설명

◦ 나라마다 다른 단위가 사용되기 때문에 각 단위는 서로 환산해 주어야 함.

6. 측정오차

화학이나 물리학에서는 여러 기구(비커, 메스실린더, 메스플라스크, 삼각플라스크,

저울, 온도계, 속도측정기, 초시계, 시간기록계 등)를 사용하여 길이, 무게, 양,

온도, 속도 등을 측정해야 함. 그러나 기구, 측정자, 환경, 계산 등에 따른 오차가

생기기 때문에 옳은 값은 얻어지지 않음.

(1) 유효 측정값

: 10g 단위의 저울을 사용하여 측정한 물건의 무게가 0.11kg이었다고 할 때,

이것을 g으로 고치면 110g이다. 이때 끝자리의 0은 눈금을 통해 얻은 숫자가 아니므로 유효 숫자가 아니지만 바늘이 정확하게 110g에 있을 경우 0은 유효 숫자이므로 kg으로 0.110으로 나타내야 한다. 계산 결과 중 비유효수는 반올림 한다.

1) 비유효수 5이하는 버린다.

예) 5.3843 → 5.384가 됨.

2) 비유효수 5 이상은 하나 올린다.

예) 1.2488 → 1.249가 됨.

3004cm에서 3, 0, 0, 4는 유효숫자임.

300cm에서 3은 유효숫자이지만 0, 0은 불확실

0.003cm에서 3은 유효숫자이지만 앞의 0 세 개는 측정값이 아님.

0.030cm에서 3, 0은 유효숫자임.

(2) 측정값의 계산

: 불확실하고 의미가 없는 끝의 수는 사사오입한다.

100.123 100.34

+12.7 -12.28

-------- ---------

112.823 88.06

=112.8 =88.1

3.48 × 1.286 = 4.47528 = 4.48

1.7 × 0.876 × 0.04 = 0.059568 = 0.06

7. 지수표기법

◦ 매우 크거나 작은 숫자를 사용할 때는 지수로 표기하는 것이 편리함.

◦ 일정한 원칙에 따라 표기해야 함. ⇒ pH는 지수단위임.

◦ 지수가 양의 수이면 계수가 숫자 10으로 곱해진 회수가 몇 번인가를

나타낸다.

예) 102 = 1 × 10 × 10 = 100

106 = 1 × 10 × 10 × 10 × 10 × 10 × 10 = 1,000,000

5 × 102 = 5 × 10 × 10 = 500

◦ 지수가 음의 수이면 계수가 숫자 10으로 몇 번 나누어졌는가 나타낸다.

예) 10-2 = 1 × 10-2 = { 1} over {10×10 } = 0.01

10-6 = 1 × 10-6 = { 1} over {10×10×10×10×10×10 } = 0.000001

5 × 10-2 = { 5} over {10×10 } = 0.05

2. 화학의 기본법칙 및 표현

1. 질량보존의 법칙

◦ 라보아제(Lavoisier)가 질량보존의 법칙 발견

◦「질량은 창조되지도 않고 소멸되지도 않는다. 화학변화에서 단지 한 물질로부터 다른 물질로 변화되는데 지나지 않을 따름이다.」

화학반응 전후에 있어서 반응 물질의 질량의 총합은 생성 물질의 질량의

총합과 같다는 법칙

예) 2H2 + O2 ------→ 2H2O

4g + 32g = 36g

C + O2 ------→ CO2

12g + 32g = 44g

2. 일정성분비의 법칙

◦ 프로우스트(proust)가 일정성분비의 법칙을 발견

◦「화합물을 구성하는 성분원소의 질량비는 항상 일정하다.」

◦ 한가지 화합물을 만들때 반응하는 각 성분 원소들의 질량비는 항상

일정하다는 법칙

예) H2 + O ------→ H2O, 2H2 + O2 ----→ 2H2O

2g 16g 4g 32g

1 : 8 1 : 8

3. 배수비례의 법칙

◦ 돌턴(Dalton)이 배수비례의 법칙 발견

◦「한 원소의 일정량과 다른 원소가 반응하여 두 가지 이상의 화합물을 만들 때 다른 원소의 질량의 비는 간단한 정수비가 성립된다.」

즉 A, B 두 원소로 이루어진 두가지 이상의 화합물에서, A 원소의 일정량과 결합하는 B 원소의 질량들 사이에는 간단한 정수비가 성립한다는 법칙

예) CO 12g 16g 1 H2O 와 H2O2

CO2 12g 32g 2 SO2 와 SO3

NO, N2O3, NO2, N2O5, NO3

4. 돌턴의 원자설

: 1803년에 돌턴이 원자설을 제안

(1) 원소(element)는 더 이상 나눌 수 없는 원자(atom)라고 하는 매우 작은 입자로 구성되어 있다. ⇒ 핵분열의 발견에 의해 수정되어야 함.

(2) 같은 원소의 원자는 모두 같은 성질, 같은 질량을 갖는데 반하여 다른 원소의 원자는 다른 성질을 갖는다. ⇒ 동위원소의 발견에 의해 수정되어야 함.

(3) 원자는 화학변화의 기본단위이다. 즉, 화학변화는 원자들이 결합, 분리 또는 재배열되는 것이며, 원자는 파괴되지도 창조되지도 않는다.

(4) 원자들이 결합할 때는 일정한 정수비로 결합한다. 또한 원자는 더 이상 나눌 수 없기 때문에 원자의 일부만 결합할 수 없다.

※ 1), 2), 3)항 ------ 질량 보존의 법칙을 설명함.

1), 2), 4)항 ------ 일정 성분비의 법칙을 설명함.

5. 기체반응의 법칙

(1) 1808년 게이-뤼삭(Gay Russac)이 기체반응의 법칙 발견

(2)「같은 온도, 같은 압력에서 기체가 반응할 때, 반응하는 기체 및 반응에 의해 생성된 기체의 부피사이에는 간단한 정수비가 나타난다.」

예) 2H2 + O2 ------→ 2H2O , N2 + 3H2 ----→ 2NH3

2부피 : 1부피 : 2부피 1부피 : 3부피 : 2부피

N2 + O2 ------→ 2NO

1부피 : 1부피 : 2부피

⇒ 기체 반응의 법칙과 원자설의 모순

: 2H + O ----→ H2O

수소와 산소가 2 : 1 의 부피비로 반응하여 수증기 2부피를 생성하려면

산소 원자가 쪼개져야 하므로 원자설에 모순된다.

6. 아보가드로의 법칙

(1) 1811년 아보가드로가 분자설을 통해 돌턴의 원자설을 바탕으로 게이-뤼삭

설의 맞지 않는 부분을 설명

(2) 분자설(1811년,아보가드로)

1) 기체는 일정한 수의 원자들의 집합체인 분자들로 이루어져 있다.

2) 모든 기체는 같은 온도와 압력에서 같은 부피속에 같은 수의 분자수를 포함한다.

: 2)항은 여러가지 실험과 검증을 거쳐 인정받게 되어 지금은 아보가드로의법칙이라고 한다.

⇒ 모든 기체는 그 기체의 종류에 관계없이 0℃, 1atm에서 22.4L의 부피속에는 항상 6.02 × 1023개의 분자수가 포함되어 있다.

(3) 아보가드로 수 : 물질 1몰 속에 들어 있는 원자의 수, 또는 분자의 수

◦ 1몰의 뜻

: 원자나 분자, 이온 등과 같은 입자 6.02 × 1023개의 집단을 단위로 하는 양

질량(g) 1mol 입자의 수

원자량에 g을 붙인 값 ↔ 원자 1mol ↔ 원자 6.02 × 1023개

분자량에 g을 붙인 값 ↔ 분자 1mol ↔ 분자 6.02 × 1023

화학식량에 g을 붙인 값 ↔ 이온 1mol ↔ 이온 6.02 × 1023개

예) 탄소 12g ↔ 탄소 원자 1mol ↔ 탄소 원자 6.02 × 1023개

물 18g ↔ 물 분자 1mol ↔ 물 분자 6.02 × 1023개

예제) 알루미늄 0.1mol 속에는 몇 개의 알루미늄 원자가 들어 있는가?

예제) 3.01 × 1024개의 암모니아 분자의 물질량은 몇 mol인가?

◦ 고체의 경우

질량수 12인 탄소 원자 12C 12g은 1몰(mol)이므로 탄소 12g에 들어 있는 탄소 원자의 수가 아보가드로의 수임.

1그램원자량 = 원자 1개의 무게 × 6.02 × 1023

탄소 12g = 탄소 원자 6.02 × 1023 개

탄소원자 1개의 질량 = { 12g} over {6.02 × 10^23 }

◦ 수용액의 경우 : 1L에 함유된 용질의 그램원자량(그램분자량)

◦ 기체의 경우 : 표준상태STP(0℃, 1atm)에서 22.4L에 함유된 양.

* 아보가드로 수는 고체이든 액체이든 기체이든 1몰에 6.02 × 1023개 들어 있는 분자나 원자수를 말한다.

7. 원소기호

원소기호 : 원소를 나타내는 기호, 라틴어명의 머리문자를 대문자로 표시함.

같은 머리문자의 원소가 2개 이상일 때는 소문자를 추가해서 구별함.

화학반응은 원소기호를 사용하여 표현함.

* 표 2.1 원소기호 설명

8. 원소의 생성

(1) 지구의 원소

우주 전체 : 수소와 헬륨이 대부분이고, 다른 원소는 모두 합해도 그 1/1,000 정도임.

1) 지구중심부 : 철이 가장 많고, 니켈이나 황도 적지 않다.

2) 맨틀이나 지각 : 산소와 규소가 매우 많고 다른 여러 원소가 존재함.

* 우주전체와 지구의 원소비는 전혀 다르다.

3) 천연에 존재하는 광물 : 약 2,000종임. 실험실에서 만들어 낼 수 있는 화합물은 100만 가지 정도가 됨. 천연과 인공화합물을 합하면 약 1,000만 가지 정도임. 이들 화합물은 원소의 조합으로 생성됨.

4) 지구상에 존재하는 금속성 양이온은 친석원소와 친동원소로 구성되어 있음.

① 친석원소 : 〔O, Si, Ti, Zr, Hf〕〔F, Cl, Br, I〕〔B, Al, Sc, Y〕

〔희토류 원소〕〔Li, Na, K, Rb, Cs〕〔Mg, Ca, Sr, Ba, Ra〕

〔V, Cr, Mn〕〔 Nb, Ta〕

② 친동원소 : 〔S, Se, Te〕〔Fe, Cr〕〔Cu, Zn, Cd, Pb, Sn, Ge, Mo〕

〔As, Sb, Bi〕〔Ag, Hg, Pd, Ru〕〔Ga, In, Tl〕

③ 생물을 구성하는 생원소 : 〔C, H, O, N〕〔Cl, I〕 6가지가 있으며,

〔B, Ca, Mg, K, Na〕〔V, Mn, Fe〕는 준생성원소임.

④ 친대기원소 : He, Ne, Ar, N, O는 주로 대기에 있기 때문에

⑤ 친철원소 : Fe, Ni 등은 지구 핵 속에 있기 때문에

* 표 2.2 우주에 존재하는 원소의 존재비

* 표 2.3 지구에 존재하는 원소의 존재비를 설명

(2) 우주의 원소

1) 지구에서 관측된 은하계만 약 1,000억 개

각 은하계에는 1,000억 개 정도의 행성이 있음.

2) 우주의 원소에는 처음에는 수소가 대부분이었고, 1/10이 헬륨이었음.

수소가 모여서 별이 되었음.

* 수소뿐인 별에서 원소가 만들어진 과정은

① 별의 내부가 수천만도가 되자 수소의 원자핵 4개가 결합하여 핵융합이 시작되어 헬륨이 되면서 막대한 양의 에너지가 방출되면서 별은 스스로의 힘으로 행성이 되었음.

② 수소가스가 거의 다 타버리고 행성이 수축하기 시작하여 중심부는 고온 초고압으로 하여 수억 도가 되었고, 그로 인해 헬륨 원자핵의 핵융합 반응이 진행되어 헬륨보다 무거운 원소가 점차 만들어졌음.

③ 격렬한 핵융합 반응으로 내부 온도가 더 높아져서 대폭발하였음. 이것은 초신성의 폭발임. 이런 단계로 우주에는 여러 원소가 만들어지고, 원소를 함유한 덩어리가 우주먼지로 흩어졌음. 밤하늘을 수놓는 유성이나, 지구까지 떨어지는 운석은 우주먼지가 대기와 충돌하여 생긴 마찰열로 고온이 되어 빛을 발하는 것임.

9. 원자량

(1) 원자량 :

1) 질량수 12인 탄소 원자(12C) 1개의 질량을 12로 정하고 이것과 비교한 다른 원자들의 상대적 질량.

원자 1개의 질량에 아보가드로수를 곱하여 구한다.

원자량 = 원자 1개의 질량 × 아보가드로수(6.02 × 1023)

예) 어떤 원자 X 1개의 질량이 2 × 10-23g 이라면 이때 원자 X의 원자량은

X = 2 × 10-23 × 6.02 × 1023 = 12

2) 원자량을 알고 있는 원소와의 상대적 질량비를 이용하여 구할 수 있음.

원자량 = 알고 있는 원소의 원자량 × 그 원소와의 상대적 질량비

예) 산소 원자의 2배가 되는 원자 X의 원자량은

X = 16 × 2 = 32

(2) 자연계에는 각각의 동위원소들이 일정한 비율로 존재하므로 원자량을

나타낼 때는 동위 원소들의 존재 비율을 고려한 평균 원자량을 사용하여

나타낸다.

평균 원자량 = ∑ (질량수 × 존재 비율) ⇒ 질량수 = 원자량

평균 원자량 = {12.00 × {98.9 } over {100 }} + {13.00 ×{1.10 } over {100 }} = 12.01

(3) 원자량 구하기

1) 고체의 비열을 이용하는 방법

: 무거운 금속의 비열과 원자량을 곱한 값(원자 몰비열)은 거의 일정함.

원자량 × 비열 = 6.4 ⇒ Dulong-Petit 의 법칙으로 금속의 원자량은

비열만 측정하면 알 수 있음.

예) 철의 비열=0.113

철의 원자량 = 6.4 / 0.113 = 56 으로 구해진다.

그러나 실제로는 고체의 종류에 따라 6.0 ～ 6.5 정도로, 10% 정도의 차이가 있음.

2) 최대 공약수법

: 원자량을 구하려고 하는 원소를 함유한 여러 종류의 화합물로부터 그

원소의 양을 구한 다음 최대 공약수로 원소의 원자량을 구한다

예) 물(H2O), 암모니아(NH3), 메탄(CH4)의 분자 중에 포함되어 있는 수소의 %부터 수소의 원자량을 구하라. 각 물질 1분자량 중 수소의 함량은?

H2O … 18.016 × { 11.19} over {100 }= 2.016

NH3 … 17.034 × { 17.75} over {100 }= 3.024

CH4 … 16.032 × { 25.15} over {100 }= 4.032

최대 공약수 = 1.008 ∴ 수소의 원자량 = 1.008

(3) 질량분석기에 의한 방법

평균 원자량 = ∑ (질량수 × 존재 비율) ⇒ 질량수 = 원자량

예) 17Cl의 동위 원소에는 질량수가 35인 것이 75%, 질량수가 37인 것이

25% 존재 한다. Cl의 평균 원자량은?

Cl의 평균 원자량 = {35× {75 } over {100 }} + {37 × {25 } over {100 }} = 35.5

10. 분자량

(1) 분자량 : 분자를 구성하는 각 성분 원소들의 원자량의 총합

예) 물 H2O의 분자량 = 1×2 + 16 = 18

포도당 C6H12O6의 분자량 = 12×6 + 1×12 + 16×6 = 180

포도당 1그램 분자량 = 180g = 6.02×1023개의 질량

1그램 분자량은 용액에서는 1L를, 기체의 경우는 22.4L를 차지함.

1) 평균 분자량

예) 공기는 약 80%의 질소(분자량 28)와 20%의 산소(분자량 32)로

구성되어 있으므로 공기의 평균 분자량은

평균 분자량 = 28 × 0.8 + 32 × 0.2 = 28.8

2) 분자량을 구하는 법

기체의 분자량 = 기체의 밀도 × 22.4 (표준 상태에서)

예) 0℃, 1atm 에서 밀도가 1.25g / L인 기체의 분자량은?

예) 같은 온도와 압력에서 어떤 기체 X는 산소(O2)보다 1.375배

무겁다. 어떤 기체 X의 분자량은?

3) 화학식량

: 분자가 존재하지 않는 원자결정, 이온결정, 금속결정 등에서는 성분 원소들의

조성만을 나타내는 실험식이 사용된다. 이때 실험식을 이루는 모든 원자들의

원자량의 총합을 화학식량 또는 식량이라고 한다.

11. 이온

:중성 원자가 전자를 잃거나 얻어서 전하를 띠게 된 것.

(1) 양이온 : 전자를 잃어 (+)전하를 띠게 된 것

예) Na+, Mg2+, Al3+ 등

(2) 음이온 : 전자를 얻어 (-)전하를 띠게 된 것

예) Cl-, S2-, O2- 등

(3) 라디칼 이온(다원자 이온) : 두 개 이상의 원자가 결합하여 전하를 띠고

있는 이온

예) NH4+, H3O+, OH-, NO3-, CO32-, SO42-, MnO4- 등

(4) 이온가(ionic valence) : 이온이 띠고 있는 전하수

예) Na+: 1가, Ca2+: 2가, Cl-:1가, O2-:2가

4) 이온의 이동 : U자관에 Cu(MnO4)2 용액과 KNO3 용액을 넣고 전류를

흘려 보내면 (-)극으로 푸른색 띠가, (+)극으로 보라색 띠가 이동한다.

이때 (-)극으로 이동하는 이온은 Cu2+ 이고, (+)극으로 이동하는 이온은

MnO4- 이다.

12. 기(작용기)

: 분자 중의 원자무리(원자단)가 하나의 원자와 같은 작용을 하는 것을 라디칼(radical) 또는 기(atom group)라 한다.

◦ 전기적으로 중성인 원자단

◦ 전하를 갖는 원자단 ⇒ 다원자이온기

예) SO42- : 황산기

표 2.4 원자 및 기의 원자가․이온가

원소

원자가

라디칼

이온가

2, 4

3, 5

2, 3

1, 2

수산기

질산기

황산기

아황산기

탄산기

인산기

아세트산기

시안기

암모늄기

OH-

NO3-

SO42-

SO32-

CO32-

PO43-

CH3COO-

CN-

NH4+

3. 원자의 구조 및 주기율

1. 원자의 구조

(1) 원자 : 원자의 중심에 (+)전하를 띤 원자핵(nucleus)과 주위에 (-)전하를 띤

여러 개의 전자(electron)로 구성되어 있음. 원자 전체는 전기적으로

중성임.

(2) 원자핵 : 원자핵은 (+)전하인 양성자(proton)와 전기적으로 중성인 중성자

(neutron)으로 이루어져 있음. 같은 원소의 원자는 원자핵 속에 같은

수의 양성자가 들어 있음.

(3) 양성자 : 양성자 1개가 갖는 전기량은 전자 1개가 갖는 전기량과 같으므로

원자핵 중의 양성자 수와 원자핵 중위에 존재하는 전자(핵외 전자수)의

수와 같다.

(4) 중성자 : 원자핵을 이루며 전기적으로 중성임. 양성자와 같은 질량을 갖는다.

(5) 전자

1) 원자핵 주위를 회전하고 있는 전자의 수는 원자핵 속에 있는 양성자

수와 같다.

2) 원자의 화학적인 성질은 전자의 수(원자가전자수)에 의해 결정됨.

예) 수소의 원자핵에는 한 개의 양성자가 있으나 중성자수는 0개,

1개, 2개인 것이 있지만, 이들 원자가 갖는 전자의 수는 모두 1개 이며, 화학적 성질은 모두 같음.

(6) 원자번호(atomic number)

1) 원자번호: 원자핵에 있는 양성자의 수

2) 원자의 성질은 원자번호, 즉 양성자의 수에 의해 결정

(7) 질량수(mass number)

1) 원자의 질량은 원자핵을 구성하고 있는 양성자 수와 중성자 수에 의해

결정됨.

`_{ 2}^{4 } {He }

원자번호 = 양성자수 = 전자 수

질량수 = 양성자수 + 중성자수

중성자수 = 질량수 - 양성자수

(2) 원자의 구성 입자와 그 성질

구성 입자 실제 질량(g) 상대적 질량 실제 전하(C) 상대 전하 관련 특성

양성자(P) 1.673×10-24 1 +1.6×10-19 +1C 원자번호 결정

중성자(n) 1.675×10-24 1 0 0 동위 원소

전자(e-) 9.109×10-29 1 / 1837 -1.6×10-19 -1C 화학적 성질 결정

2. 원자의 크기

: 수소 원자의 크기 ⇒ 10-8cm 정도

수소의 원자핵의 크기 ⇒ 10-13 cm 정도

원자핵의 크기 ⇒ 10-12cm 보다 작음.

전자의 크기 ⇒ 수소 원자핵의 1/10 정도

전형원소의 원자 크기는 같은 주기에서 원자번호가 증가할수록 작아진다.

그 이유는? ⇒ 원자번호가 증가할수록 양성자수가 늘어나 전자를 잡아당기는

힘이 커지므로 전자들이 안쪽으로 끌려가기 때문에

3. 동위체(=동위원소)

① 원자번호는 같으나 질량수가 다른 원소, 즉 양성자수는 같으나

중성자수가 다른 원소

② 화학적 성질, 모양, 원자의 크기 등은 같으나 물리적인 성질이 다르다.

③ 지구상의 그 어느 곳에서나 존재 비율이 일정함.

예) 수소의 동위 원소: 1H(수소), 2H(중수소), 3H(삼중수소)

염소의 동위 원소: 35Cl(약 75% 존재), 37Cl(약 25% 존재)

탄소의 동위원소: 12C, 13C, 14C

4. 핵분열 및 핵융합

(1) 방사선 (예: X-ray)

1) 1896년 베크렐(Becquerel)이 발견, 우라늄 광석에서 발생

2) 원자핵의 양성자수가 중성자수와 맞지 않는 결합을 하고 있으면 결합이

불안정하여 원자는 파괴되면서 여분의 에너지를 방출 ⇒ 방사성 원소

3) 우라늄(92U), 라듐(88Ra) 등과 같이 원자번호가 큰 원소들이 스스로 다른

원소로 변하여 갈 때 나오는 선을 방사선, 물질이 방사선을 내는 성질을

방사능, 방사능을 가진 원소를 방사성 원소라고 함.

4) 우라늄보다 강한 방사선 : 폴로늄(Po)과 라듐(Ra) ⇒ 1898년 퀴리 부부가

발견

5) 1899년 러더퍼드 : 라듐에서 나오는 방사선 중 두 종류의 방사선이 섞여

있음을 알아냄

6) 1900년 빌라드(villard) : 라듐 방사선에서 α, β선 이외에 투과성이 매우 강한 γ선이 있음을 알아냄

7) α선 : 고속의 헬륨원자핵 `_{ 2}^{4 } {He } (He2+)의 흐름으로 양성자 2개, 중성자

2개로 강하게 결합된 입자로 형광 작용이 가장 강하며 사진작용과

투과력은 약함. 전자장에서 음극쪽으로 구부러짐.

8) β선 : 고속의 전자의 흐름. 사진작용은 가장 강하고 투과력은 α선보다

강하며 기체를 이온화하는 힘은 α선보다 약함. 전자장에서 양극 쪽

으로 구부러짐.

9) γ선 : 전자기파로 X-선보다 파장이 짧음. 성질은 X선과 비슷함. 광량자

로서 광전효과도 보임. 질량은 없음. 전자장에서 구부러지지 않음.

투과력이 가장 강함(두께 수cm의 맙판을 투과). 사진작용이나

이온화작용은 약함.

10) α붕괴 : 양성자수가 2감소 즉 원자번호가 2감소, 원자핵의 질량수는

4감소

`_{ Z}^{A } {X } → `_{ Z-2}^{A-4 } {Y } + `_{ 2}^{4 } {He } , `_{ 88}^{226 } {Ra } -> `_{ 86}^{222 } {Ra } + `_{ 2}^{4 } {He }

11) β붕괴 : 원자번호가 1만큼 증가, 질량수는 변하지 않음.

`_{ Z}^{A } {X } → `_{ Z+1}^{A } {Y } + `_{ -1}^{0 } { e} , `_{ 82}^{214 } {RaB } -> `_{ 83}^{214 } {RaC }+ `_{ -1}^{0 } {e }

12) 반감기 : 원소의 양이 반이 될 때 까지 감소하는 시간

α붕괴: 1.39 × 1010년 `_{ }^{238 } {U } -> 4.51× { 10}^{9 } 년

(2) 핵분열

: `_{ 92}^{235 } {U }+ `_{ 0}^{1 } {n } -> `_{ 38}^{91 } {Sr }+ `_{ 54}^{143 } {Xe }+2 `_{ 0}^{1 } {n }+에너지

`_{ }^{235 } {U } 1g이 한번 핵분열하면 200억 cal가 순간적으로 방출.

원자로: 분열이 서서히 진행되어 생성되는 에너지를 이용한 것

원자폭탄: 일시에 분열시켜서 생성되는 에너지를 이용한 것

(3) 핵융합

: 두 개 이상의 원자핵이 합쳐져서 큰 원자핵이 되는 것으로 핵합보다

많은 에너지를 발생함. ⇒ 태양에너지

수소폭탄 ― 중수소와 삼중수소 혼합물인 원자폭탄을 폭발시켜서 얻는

고온으로 핵융합시키는 것으로 원자폭탄의 200～1,000배의

파괴력을 나타냄.

`_{ 3}^{6 } {Li }+ `_{ 0}^{1 } {n } -> `_{ 2}^{4 } {He }+ `_{ 1}^{3 } {H }+5MeV

+ `_{ 1}^{3 } {H }+ `_{ 1}^{2 } {H } -> `_{ 2}^{4 } {He }+ `_{ 0}^{1 } {n }+17.4MeV

`_{ 3}^{6 } {Li }+ `_{ 1}^{2 } {H } -> 2 `_{ 2}^{4 } {He }+22.4MeV

5. 원자의 전자배치

(1) 다전자 원자의 전자 배치

1) 원자 내의 전자는 에너지 준위가 낮은 전자 껍질부터 차례로 채워진다.

2) 각 전자 껍질에는 최대 2n2개까지 전자가 채워질 수 있다.

전자 껍질 K(n=1) L(n=2) M(n=3) N(n=4) O(n=5)

최대 수용

전자수(2n2) 2 8 18 32 50

에너지 상태 낮다 -------------------------------→ 높다

3) 가장 바깥쪽 전자 껍질에 채워지는 전자(최외각 전자)의 최대수는

8개이며, 최외각 전자가 8개로 되면 안정한 상태가 된다.

예) 1H: K(1), 2He: K(2), 8O: K(2)L(6),

10Ne: K(2)L(8), 12Mg: K(2)L(8)M(2), 15P: K(2)L(8)M(5),

18Ar: K(2)L(8)M(8),

(2) 원자가전자(최외각 전자)

: 전자 배치에서 가장 바깥쪽 전자 껍질에 들어가 있는 전자로, 원소의

화학적 성질을 결정한다.

6. 주기율표

(1) 주기율표의 조립

1) 주기율: 원소를 원자번호 순으로 나열할 때 화학적 성질이 비슷한

원소들이 일정한 간격을 두고 주기적으로 나타나는 현상으로

이것을 나타낸 표를 주기율표라고 함.

예) 3Li → 11Na → 19K → 37Rb → 55Cs → 87Fr

8 8 18 18 32

2) 주기율이 생기는 이유

: 원소의 화학적 성질을 지배하는 원자가전자(최외각 전자)의 수가

주기적으로 나타나기 때문이다.

3) 단주기 ⇒ 1주기: 2개, 2주기: 8개, 3주기: 8개,

장주기 ⇒ 4주기: 18개, 5주기: 18개, 6주기: 32개, 7주기: 미완성

1A족: 알칼리 금속, 2A족: 알칼리 토금속,

7B족: 할로겐, 0족: 불활성(비활성)원소

(2) 단주기율표와 장주기율표

1) 단주기율표: 단주기를 기준으로 난(칸)을 만든 표

⇒ 금속과 비금속으로 나누는데는 좋지 않음.

2) 장주기율표: 18원소의 장주기를 기준으로 하여 난(칸)을 만든 표

3) 전형원소와 전이원소

① 전형 원소

: 주기율표의 1, 2족과 12～18족으로, 금속과 비금속 원소가 모두 존재함.

a. 같은 족의 원소는 원자가전자수가 같아서 성질이 비슷하다.

b. 같은 주기의 원소 사이에는 성질 변화가 뚜렷하게 나타난다.

② 전이 원소

: 주기율표의 3～11족까지의 원소로, 모두 금속으로 되어 있음.

a. 대부분 반응성이 작은 중금속이며 촉매로 사용되는 것이 많다.

b. 다양한 화합물을 형성하며, 이온이나 화합물은 색깔을 띠는 것이

많다.

7. 원소의 성질과 주기율표

(1) 양성과 음성

1) 양성과 음성 : 이온화에너지가 적을수록 원자는 전자를 잃기 쉽고, 양성이

강함. 원자가전자를 받아들이는 성질을 전기적으로 음성이

라고 하며, 원자와 전자 등이 결합할 때 방출되는 에너지를

전자 친화력이라고 함. 전자 친화력이 클수록 원자는 전자를

받아들이기 쉽고, 음성이 강함.

2) 이온화에너지 : 기체 상태의 원자로부터 전자 1몰을 떼어내는데 필요한

에너지 ⇒ 이온화에너지(E)가 크면 전자를 떼어내기 어렵다.

M(g) + E(이온화에너지) → M+(g) + e-

3) 이온화에너지의 주기성

① 같은 족: 원자번호가 증가할수록 이온화에너지는 작아진다.

⇒ 원자번호가 증가할수록 전자 껍질수가 늘어나 핵과 전자간의 인력이

약해지기 때문에

② 같은 주기: 원자번호가 증가할수록 이온화에너지는 커진다.

⇒ 같은 주기에서는 원자번호가 증가할수록 양성자수가 늘어나 핵과

전자간의 인력이 커지기 때문에

4) 전자 친화도: 기체 상태의 원자가 전자 1몰과 결합하며 방출하는 에너지

X(g) + e- → X-(g) + E(전자 친화도)

① 같은 주기에서 원자번호가 증가할수록 전자친화도는 커진다.

② 같은 족에서 원자번호가 증가할수록 전자친화도는 감소한다.

③ 전자친화도가 커질수록 전자를 쉽게 받아들여 음이온이 되기 쉽다.

5) 전기음성도 : 원자 사이에 공유결합을 형성하였을 때, 그 공유 전자쌍을

끌어당기는 힘의 상대적 세기를 숫자로 나타낸 척도.

① 같은 주기에서 원자번호가 증가할수록 전기음성도는 커진다.

② 같은 족에서 원자번호가 증가할수록 전기음성도는 작아진다.

* 주기율표에서 원소의 주기적 성질

왼쪽, 아래로 갈수록 오른쪽, 위로 갈수록

: 양이온이 되기 쉽다 : 음이온이 되기 쉽다

: 금속성(환원력)이 증가한다 : 비금속성(산화력)이 증가한다

: 원자반지름이 증가한다 : 원자반지름이 감소한다

: 이온화에너지가 감소한다 : 이온화에너지가 증가한다(18족)

: 전자친화도가 감소한다 : 전자친화도가 증가한다

: 전기음성도가 감소한다 : 전기음성도가 증가한다

: 산화물의 염기성이 증가한다 : 산화물의 산성이 증가한다

* 그 외에 단체의 융점, 비점, 밀도 등 많은 성질이 원자번호와 함께 주기적으로

변화하고 있음.

(2) 금속성과 비금속성

1) 금속성 : 전자를 잃고 양이온이 되기 쉬운 성질, 환원성 또는 환원력

2) 비금속성 : 전자를 잃어 음이온이 되려는 성질, 산화성 또는 산화력

3) 양쪽성 원소 : 산과도 반응하고 연기와도 반응하여 수소 기체를 발생

하는 원소(=반금속, 반도체). 예) Al, Zn, Pb, Sn 등

8. 제 3주기의 원소

: 11Na, 12Mg, 13Al, 14Si, 15P, 16S, 17Cl, 18Ar ⇒ 모두 전형원소

(1) 족의 번호가 작을수록 양이온이 되려는 성질(금속성, 양성)이 크다.

: 11Na > 12Mg > 13Al

족의 번호가 클수록 음이온이 되려는 성질(비금속성, 음성)이 크다.

: 17Cl > 16S > 15P

14Si는 금속과 비금속의 중간 성질(반금속성, 반도체)을 띤다.

(2) 각 족의 원소가 화합물을 만들 때

1) 산화수 중 최고의 산화수는 족의 번호와 일치.

최고 산화수와 최저(마이너스의 최고) 산화수의 절대값의 합은 8이 되기

때문에 족의 번호를 알면 해당 원소의 화합물의 화학식을 예측할 수 있음.

화합물: 강알칼리성 - 약알칼리성 - 약산성 - 강산성

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HCl

산화물: Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7

9. 전형원소

금속성이 큰 원소: 주기율표상에서 왼쪽 아래로 갈수록 강함.

비금속성이 큰 원소: 주기율표에서 오른쪽 위로 갈수록 강함.

양쪽성 원소(반도체): Si, Ge, As, Sb, Se 등

10. 각 족 원소의 성질

(1) 수소

◦ 전자 1개가 있기 때문에 1족에 속하지만 비금속성을 지니고 있음.

◦ 가장 가벼운 기체로 공기 중에서 연소하여 물이 된다.

2H2 + O2 → 2H2O

◦ 고온에서 산화물을 환원하는 성질이 있기 때문에 환원제로 사용함.

(2) 1A족

◦ 알칼리 금속 ⇒ 석유, 벤젠, 액체 파라핀 속에 보관

◦ 은백색의 광택

◦ 전기 자성도는 전형원소 중에서 가장 작고 양성이 강함.

◦ +1가의 양이온이 되기 쉬움

◦ 반응성이 커서 물과 격렬하게 반응하여 수소 기체를 발생시키고,

수용액은 염기성이 된다.

2M + 2H2O → 2MOH + H2

(3) 2A족

◦ 알칼리토금속:

◦ 최외각전자주가 2개이기 때문에 +2가 양이온이 된다.

◦ 상온의 물과 서서히 반응하여 수소를 발생하고 수산화물이 생긴다.

M + 2H2O → M(OH)2 + H2

(4) 3B족: B, Al, Ga, In, Ta

◦ 붕소족

◦ 최외각 전자가 s2p1이기 때문에 원자가는 3가임.

◦ Al(알루미늄): 공기 중에서 산화되어 피막으로 덮이면 내부 산화를 막는다.

이 원리를 이용하여 Al을 산성 용액 중에서 전해산화하여 부식성 산화피막을 만든 것이 아르마이트로, 가정용 건축소재 등으로 널리 사용됨.

(5) 4B족

◦ 탄소족: C, Si, Ge, Sn, Pb

◦ 최외각 전자는 s2p2이기 때문에 4가나 2가의 원자가를 갖는다.

◦ C의 동소체: 1) 다이아몬드: 매우 단단하고 전기전도성이 없음.

2) 흑연: 전기전도성이 있으며, 전극에 사용됨.

◦ Si, Ge는 양성원소로 반도체에 사용됨.

(6) 5B족

◦ 질소족: N, P, As, Sb, Bi

◦ 최외각 전자는 s2p3이기 때문에 +5 또는 -3의 원자가를 갖게 됨.

◦ 질소는 화학고업상 중요한 원소이며 동물체의 생명을 유지하는 단백질의

주요 구성 원소임.

◦ 인의 유기물은 생명체 내에서는 헥산, 효소, 인지질 등을 구성함.

(7) 6B족

◦ 산소족: O, S, Se, Te, Po

◦ s2p4이기 때문에 -2가를 갖게 됨.

◦ 산소는 모든 원소와 반응하는 매우 활발한 원소임. 강한 산화력을 가지며,

물질의 연소를 돕는다.

(8) 7B족

◦ 할로겐 원소: F, Cl, Br, I, At

◦ s2p5이기 때문에 원자가는 -1가를 갖게 됨.

◦ 서로 성질이 비슷하여 염을 만들기 쉽다.

◦ 원자번호가 증가할수록 전기 자성도는 작아지며 화학적, 물리적 성질도

서서히 변화됨.

◦ 이들 원소는 눈, 코, 목을 자극하고, 오래 흡입하면 호흡곤란을 일으켜

기관지나 폐가 상한다.

4. 무기화합물 명명법 : 그리스어 수로 표기

1. 양이온

(1) 이성분 화합물의 두 가지 화합물이 있을 경우

1) 전하가 낮은 양이온은 “ -ous"를 붙인다.

2) 전하가 높은 양이온에는 “ -ic"를 붙인다.

예) Cu+ : cupurous ion

Cu2+ : cupuric ion

(2) 산화물이 둘 이상 존재할 경우

예) Cu+ 구리(Ⅰ) 이온 copper(Ⅰ) ion

Cu2+ 구리(Ⅱ) 이온 copper(Ⅱ) ion

Cr2+ 크롬(Ⅱ) 이온 chromium(Ⅱ) ion

Cr3+ 크롬(Ⅲ) 이온 chromium(Ⅲ) ion

(3) 하나의 양이온만 형성하는 원소에는 로마 숫자를 생략한다.

예) H+ 수소이온 hydrogen ion

Na+ 나트륨이온 sodium ion

2. 음이온

: 염소와 산소는 원소의 어미에 “소”를 생략하고 “-ide(화)”한 다음 ion을 붙인다.

예) Cl- 염화이온 chloride ion

O2- 산화이온 oxide ion

S2- 황이온 sulfide ion

N3- 아지드화이온 azide ion

O22- 과산화이온 peroxide ion

3. 이온화합물

(1) 영어로는 양이온 이름을 먼저 쓰고, 다음에 음이온 이름을 쓴다.

한국어에서는 순서가 반대임.

예) HCl 염화수소 hydrogen chloride

CuCl 염화구리(Ⅰ) copper(Ⅰ) chloride

CuCl2 염화구리(Ⅱ) copper(Ⅱ) chloride

Na3P 인화나트륨 sodium phosphide

(2) 다원자이온 화합물도 양이온 이름을 먼저 쓰고 다음에 음이온 이름을 쓴다.

한국어에서는 반대임. --- 전기음성 성분이 원자단이면 -산(ate)으로 나타냄.

예) CuSO4 황산구리 copper(Ⅱ) sulfate

ZnCO3 탄산아연 zink carbonate

4. 이성분화합물

예) SO2 이산화황 sulfur dioxide

NO 일산화질소 nitrogen monooxide

관용명으로 나타낼 경우

CH4 메탄 methane

SiH4 실란 silane

NH3 암모니아 ammonia

H2O 물 water

H2S 황화수소 hydrogen sulfide

수소의 위치가 불규칙하나 일반적으로는 명명법에 따른다.

NaCl 염화나트륨 sodium chloride

KI 요오드화칼륨 potassium iodide

CaS 황화칼슘 calcium sulfide

Li3N 질화리튬 lithium nitride

CsBr 브롬화세슘 cesium bromide

MgO 산화마그네슘 magnesium oxide

5. 산

: 물에서 수소 이온(H+)을 내는 물질

(1) 무기산은 음이온과 하나 이상의 수소원자를 가지며 음이온 이름 끝에

-ide(화)를 붙인다.

I- 요오드화 iodide

CN- 시안화 cyanide

(2) 어두에 ‘수소-(hydro)'와 어미에 ’-산(-ic acid)'을 붙인다.

HF 플루오르화수소산 hydrofluoric acid

HBr 브롬화수소산 hydrobromic acid

(3) 혼동할 우려가 없으면 ‘수소(hydro)'를 생략하고 ’산(ic acid)'이나

‘아산(-ous acid)'으로 부른다.

HNO3 질산 nitric acid

HNO2 아질산 nitrous acid

HClO3 염소산 chloric acid

H2SO4 황산 sulfuric acid

(4) 같은 물질을 두 가지 이상의 이름으로 부를 수 있다.

HCl 염화수소 hydrogen chloride

염산 hydrochloric acid

물에 녹아 해리된 상태이면 염산이라고 함.

(5) 산소산(oxy acid)은 수소, 산소, 비금속을 포함하는 산으로 수소원자를

먼저 쓰고 비금속 원소(중심원소), 산소 원소 순으로 쓴다.

H2CO3 탄산 carbonic acid

HNO3 질산 nitric acid

(6) 중심원자는 같으나 O원자수가 다른 산소산은 기본형은 -산(-ic acid)으로

하고, 산소가 하나 더 많으면 ‘과-(per-)'를 붙이고, 하나 적으면 ’아-산(-ous)'을 붙이고 두 개 적으면 ‘하이포-산(hypo-ous)'을 붙인다.

HClO4 과염소산 perchloric acid

HClO3 염소산 chloric acid

HClO2 아염소산 chlorous acid

HClO 하이포(차아)염소산 hypochlorous acid

(7) 산소산의 음이온은 -산(ic acid)에서 수소 이온이 다 제거되면 -산(-ate)을

붙인다.

CO32- 탄산이온 caarbonate ion

아-산(-ous)에서 모든 수소 이온이 제거되면 아-산(-ite)을 붙인다.

ClO2- 아염소산 이온

(8) 수소 이온이 완전히 제거되지 않은 음이온은 수소 이온의 수를 나타냄.

수소가 하나일 때는 일-(mono-)을 생략함.

H3PO4 인산 phosphoric acid

H2PO4- 인산이수소이온 dihydrogen phosphate

HPO42- 인산수소이온 hydrogen phosphate

PO43- 인산이온 phosphate

6. 금속이온

(1) 산화수를 로마숫자로 표시하여 괄호 안에 넣고 해당 원소 바로 다음에 적는다.

예) Fe3+ 철(Ⅲ)이온(iron(Ⅲ)) ferric

Fe2+ 철(Ⅱ)이온(iron(Ⅱ)) ferrous

Cu2+ 구리(Ⅱ)이온(copper(Ⅱ)) cupric

Cu+ 구리(Ⅰ)이온(copper(Ⅰ)) cuprous

Co3+ 코발트(Ⅲ)이온(cobalt(Ⅲ)) cobaltic

Co2+ 코발트(Ⅱ)이온(cobalt(Ⅱ)) cobaltous

(2) 비금속 원소가 합해져서 형성된 화합물의 명명은 원자 수를 1, 2, 3,…으로

표시하고 해당 원소명 앞에 쓴다.

예) 표 4.6 설명

표 4.7 설명

표 4.8 설명

5. 화학 반응식

1. 화학 기호

: 화학식은 약어를 사용하여 표기하며, 화합물의 원소 기호와 원자비를 나타냄.

(1) 화합물의 화학식은 화합물의 원소 기호를 모두 포함한다.

(2) 원소 기호 하나는 하나의 원자를 나타내며, 두 개 이상일 때는 원소 기호

오른쪽 아래에 아래첨자로 수를 표기한다.

(3) 한 단위의 원자 무리가 둘 이상이면 원자무리에 괄호를 하고 오른쪽에

아래첨자로 수를 표기한다.

(4) H2SO4 등의 화학식은 화합물에 함유된 원소의 개수만을 표기할 뿐 원자

배열이나 결합상태를 나타내지는 않는다.

(5) 분자나 원자 앞의 수는 그에 함유된 원소를 곱한 수이다. 2H2SO4는 황산

2몰이라는 뜻도 있지만 함유된 원소의 수가 표기된 것의 2배라는 의미가

있다.

예) NaCl, H2SO4, Al2(SO4)3

2. 화학식: 물질을 구성하는 원자나 분자를 원소 기호로 표시한 것

(1) 분자식 : 분자를 구성하는 원자의 종류와 수를 모두 나타낸 식

(2) 실험식 : 물질을 구성하는 원자의 종류와 수를 가장 간단한 정수비로

나타낸 식

예) 아세틸렌의 분자식 C2H2, 벤젠의 분자식 C6H6

위의 실험식은 모두 CH 임.

(3) 시성식 : 물질의 특성을 나타내는 작용기를 사용하여 물질을 나타낸 식

* 작용기 ⇒ ① -OH : 알코올의 성질을 나타냄

② -CHO : 알데히드의 성질을 나타냄(환원성을 갖는다)

③ -COOH : 산의 성질을 나타냄

④ -O- : 에테르의 성질을 나타냄(마취성이 있음)

예) 에탄올 : 분자식 ⇒ C2H6O, 시성식 ⇒ C2H5OH

아세트산 : 분자식 ⇒ C2H4O2, 시성식 ⇒ CH3COOH

(4) 구조식 : 분자에서 원자간의 배열 및 결합 상태를 결합선을 써서 나타낸 식

예) H - H, H - O - H, H - O - O - H, O = O, O = C = O

에탄올, 아세트산

3. 원자가

: 어떤 원소의 원자 하나가 수소 원자 몇 개와 결합하는가 나타내는 수

원자가는 원자가를 알고 있는 다른 원자와의 결합관계로부터 구할 수 있음.

예) 수소의 원자가는 +1가임. 따라서 H2O에서 O의 원자가는 -2가임.

S의 원자가는 H2S에서 -2가, SO2에서 +4가, SO3에서 +6가임.

원자가 이온화되었을 경우 원자가는 이온의 원자가와 같음.

예) 염소이온 Cl-는 -1가, Ca2+는 +2가임.

4. 화학식량

(1) 화학식량 : 조성식으로 표시한 물질에 포함된 각 원자의 원자량의 합

예) 염화나트륨 NaCl = 23.0 + 35.5 = 58.5

탄산칼슘 CaCO3 = 40.0 + 12.0 + 16.0 × 3 = 100.0

(2) 이온식량 : 이온을 구성하는 원자의 원자량의 합

예) 염소이온 Cl-의 이온식량 = 35.5

황산이온 SO42-의 이온식량 = 32.0 + 16.0 × 4 = 96.0

5. 화학식 표기법

: 화학식은 원자․이온․분자 또는 화학시 단위 개체, 화학 개체 몰수를

가르키며 화학반응식은 반응물과 생성물, 반응물과 생성물의 화학식,

반응물과 생성물의 분자수 및 화학식 단위수, 반응에 관여하는 원소의 수,

물질의 몰 수, 사용 및 생성된 물질의 그램 수 등을 알 수 있음.

예) H2O = 물분자 개

물분자 1몰

6.02 × 1023개의 물분자

18g의 물, 여기에서

H2 = 수소 분자 1개

수소 원자 2몰

O = 산소 원자 1개

산소 분자 1/2몰

분자 앞에 사용된 계수는 각 원소를 곱한 수임.

예) 2H2SO4 = 2 × 황산 = 황산 분자 2몰, 여기에서

H = 2 × 2 = 수소 원자 4개

S = 2 × 1 = 황 원자 2개

O = 2 × 4 = 산소 원자 8개라는 뜻임.

6. 화학 반응식(chemical equation)

(1) 화학 반응식

: 화학 반응에 관여하는 물질(반응물질, 생성물질)을 화학식을 써서 나타낸 식

(s), (l), (g), (aq.)는 고체, 액체, 기체, 수용액 상태를 표시한다.

(2) 화학 반응식 만들기

① 반응물질과 생성물질의 종류와 화학식을 알아낸다.

반응물질: 프로판(C3H8), 산소(O2)

생성물질: 이산화탄소(CO2), 물(H2O)

② 반응물질은 화살표의 왼쪽에, 생성물질은 화살표의 오른쪽에 쓴다.

C3H8 + O2 --→ CO2 + H2O

③ 반응물질과 생성물질의 원자수가 같아지도록 계수를 맞춘다.

a. 암산법

b. 미정계수법

④ 화학 반응식을 완결한다.

C3H8 + 5O2 --→ 3CO2 + 4H2O

7. 화학 반응식의 의미

(1) 화학 반응식으로 부터 알 수 있는 것

1) 반응물질 및 생성물질의 종류를 알 수 있다.

2) 반응물질과 생성물질 사이의 분자수의 비(몰수비)를 알 수 있다.

3) 반응물질과 생성물질 사이의 질량 관계를 알 수 있다.

4) 기체인 경우에는 반응물질과 생성물질 사이의 부피 관계를 알 수 있다.

(2) 화학 반응식이 나타내는 뜻

⇒ 화학 반응식에서의 계수의 비 = 분자수의 비 = 기체의 부피비

반응식 N2(g) + 3H2(g) ---→ 2NH3(g) 화학의 기초 법칙

질량 관계 28g + 6g = 34g ⇒ 질량 보존의 법칙

질량비 14 : 3 : 17 ⇒ 일정 성분비의 법칙

부피 관계 22.4L 3 × 22.4L 2 × 22.4L ⇒ (0℃, 1atm)

부피비 1 : 3 : 2 ⇒ 기체 반응의 법칙

몰수비 1 : 3 : 2

분자수비 1 : 3 : 2 ⇒ 아보가드로의 법칙

8. 반응식과 계수 맞추기

: 질량 보존의 법칙을 충족시켜야 함. 암산법과 미정계수법이 있음.

문제1) 마그네슘 금속이 공기 중에서 연소하여 생성물 산화마그네슘을 만드는

반응의 화학 반응식은?

마그네슘 + 산소 → 산화마그네슘

Mg + O2 → MgO

산소의 균형이 맞지 않아 MgO 앞에 계수 2를 붙인다.

Mg + O2 → 2MgO

그러면 Mg의 균형이 맞지 않는다. 따라서 Mg 앞에 계수 2를 붙인다.

2Mg + O2 → 2MgO

문제2) 수산화알루미늄이 황산과 섞이면, 생성물은 황산알루미늄과 물이 되는

반응의 화학 반응식을 만들어라.

① 수산화알루미늄 + 황산 → 황산알루미늄 + 물

② Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O

③ 2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O

④ 2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O

문제3) 메탄(CH4)이 연소하여 이산화탄소가 생성되는 반응의 화학 반응식을

완성하라.

9. 화학식과 원소 조성

(1) 물질의 질량은 그를 구성하는 원자의 질량의 총합이며, 화학식으로부터 그

물질을 구성하고 있는 원자수의 비를 구하여 각 성분의 질량비를 계산할 수

있음.

문제1) 물에 함유된 수소와 산소의 백분율은?

수소의 백분율 = 2/18 × 100% = 11.1%

산소의 백분율 = 16/18 × 100% = 88.9%

문제2) 염화나트륨 20g 중의 염소의 질량은?

20g× {35.5 } over {58.5 } = 12.14 g

(2) 물질의 원소 조성으로부터 조성식이 결정되고, 분자량을 구하면 실험식과

분자식이 결정된다.

1) 실험식을 구하는 방법

① 화합물을 원소 분석하여 각 성분 원소의 질량 및 질량%를 구한다.

② 각 성분 원소의 질량 또는 질량%를 각각의 원자량으로 나누어 원자수의

비를 구한다.

③ 원자수의 비를 가장 간단한 정수비로 나타내면 실험식이 된다.

④ 이온성 물질은 분자가 존재하지 않으므로 실험식으로 나타낸다.

(양이온의 수 × 양이온의 전하량) + (음이온의 수 × 음이온의 전하량)= 0

예) Mg2+ + 2Cl- --→ MgCl2 , Mg2+ + O2- --→ MgO

2Al3+ + 3O2- --→ Al2O3

2) 분자식을 구하는 방법

① 실험식에서 실험식량을 구한다.

② 분자식을 구하고자 하는 물질의 분자량을 구한다.

③ 분자량을 실험식량으로 나누어 정수(n)을 구한다.

④ (실험식 × n)= 분자식 이 된다.

예) C, H, O로 된 화합물 90mg을 연소시켜 CO2 132mg과 H2O 54mg을

얻었다. 이 화합물의 분자량은 60이고, 물질의 성질은 산성이다.

이 화합물의 실험식, 분자식, 시성식, 구조식을 나타내시오.

실험식 : CH2O, 분자식 : C2H4O2, 시성식 : CH3COOH

예) 수소 5.9%, 산소 94.1%이고, 분자량이 34인 화합물의 조성식(실험식)

과 분자식을 구하여라.

실험식(조성식) : HO, 분자식 : H2O2

10. 화학 반응식과 질량

화학 반응식을 완결해야만 구할 수 있음.

질량 - 질량 관계

예제) 8g의 메탄이 연소할 때 생성되는 CO2는 몇 g인가?

CH4 + 2O2 → CO2 + H2O

16g 44g

8g xg

11. 화학 반응식과 부피

부피 - 부피 관계

예제) 1L의 메탄이 연소하는데 필요한 산소는 같은 온도와 압력에서

몇 L인가? 또 공기는 몇 L가 필요한가?

CH4 + 2O2 → CO2 + H2O

22.4L 2×22.4L

1.0L x L x= 2.0L

따라서 공기의 부피는 10L가 필요함.

12. 질량과 부피의 관계

질량 - 부피 관계

예제) 9g의 물을 얻으려면 0℃, 1atm에서 메탄 몇 L가 필요한가?

CH4 + 2O2 → CO2 + H2O

22.4L 18g

x L 9g

6. 화합물의 정량적 계산

1. 몰

아보가드로의 수 6.02 × 1023개의 무리를 1몰이라고 함.

1몰의 질량은 원자량, 분자량 및 이온식량에 g을 붙인 값임.

예) 수소의 원자량은 1.0 ⇒ 수소원자 1몰의 질량은 1.0g

⇒ 수소원자 6.02 × 1023개가 들어 있음.

수소(H2)의 분자량은 2.0 ⇒ 수소분자 1몰의 질량은 2.0g

⇒ 수소분자 6.02 × 1023개가 들어 있음.

(1) 원자의 몰

: 원자량에 g을 붙인 값을 1g원자(원자 1몰)라고 하며 아보가드로 개수

(6.02 × 1023개)의 원자로 구성됨.

예) 탄소원자 1몰 = 1g원자량 = 12g = 탄소원자 6.02 × 1023개

탄소원자 1개의 질량 = {12.00g } over {6.02 × 10^23 }= 1.99 × 10^-23 g

문제1) 탄소 0.1mole은 몇 g인가?

1mole : 12g = 0.1mole : χ χ = 1.2g

문제2) 탄소 0.1mole의 원자수는 얼마인가?

1mole : 6.02 × 1023개 = 0.1mole : χ χ = 6.02 × 1022개

(2) 분자의 몰

: 분자량에 g을 붙인 값을 1g분자 또는 분자 1몰이라고 함.

6.02 × 1023개의 분자로 구성됨.

이산화탄소의 분자량 = 44 , CO2 분자 1개의 질량 = 7.31 × 10-23g

CO2 1g분자량 = 1몰의 질량 = 44g = CO2 분자 6.02 × 1023개의 질량

문제1) 물 11g은 몇 몰인가? 또 그 중에는 몇 개의 분자가 있는가?

H2O 1mole의 질량 = 18g

1mole : 18g = χ : 11g χ = 0.61mole

18g : 6.02 × 1023개 = 11g : χ개 χ = 3.67 × 1023개

문제2) CO2 0.2mole의 분자수는 얼마인가? 또 몇 g인가?

1mole : 6.02 × 1023개 = 0.2mole : χ개 χ = 1.2 × 1023개

1mole : 44g = 0.2mole : χg χ = 8.8g

(3) 이온의 몰

이온 1몰 : 이온 6.02 × 1023개의 이온으로, 이온식량에 g을 붙인 값

암모늄 이온의 g 이온 = 18g = 6.02 × 1023개의 이온

암모늄(NH4+) 이온 1mole = 18g = 6.02 × 1023개의 이온

〃 = 암모늄 1g 이온 = 6.02 × 1023개의 이온

2. 절대 몰과 몰농도

(1) 절대 몰

몰: 1g 원자, 1g 분자, 1g 이온을 말함.

1mole = 1g 원자 = 원자 6.02 × 1023개(아보가드로수)

1mole = 1g 분자 = 분자 6.02 × 1023개(아보가드로수)

1mole = 1g 이온 = 이온 6.02 × 1023개(아보가드로수)

(2) 몰농도(수용액)

: 용액 1L속에 녹아 있는 용질의 몰수를 나타낸 농도

몰농도 = { 용질의 몰수} over {용액 1L }

문제1) 0.1M NaOH 100mL를 만들려고 한다. 이때 필요한 NaOH의

질량은?

0.1(M) × 40 × 0.1(L) = 0.4(g)

문제2) 0.25M H2SO4 용액 100mL에 함유된 H2SO4의 용액은?

0.25(M) × 98 × 0.1(L) = 2.45(g)

문제3) 물 100mL에 KOH 10g이 녹아 있다. 이 용액의 몰농도는?

KOH 분자량 = 56g

따라서 { 10g} over {56g }× { 1L} over {01L } = 1.79(M)

(3) 기체의 몰

: 표준상태에서 기체 22.4L는 1g 분자량 또는 1g 원자량으로 기체 분자나

원자 6.02 × 1023개로 구성됨. 어는 기체이든 같은 온도, 같은 압력에서

분자나 원자는 같은 개수와 같은 부피를 차지한다. 그러므로 부피로부터

기체의 질량(분자량)을 알 수 있고, 질량으로부터 기체의 부피를 알 수

있음.

원자 1mole = 1g 원자 = 22.4L = 원자 6.02 × 1023개

분자 1mole = 1g 분자 = 22.4L = 분자 6.02 × 1023개

문제1) 0℃, 1atm에서 어떤 기체 112mL의 질량은 0.14g이다. 이 기체의

분자량은? 0.14g의 아보가드로수는?

1몰의 질량⇒ 0.112L : 0.14g = 22.4L : χg χ= 28g

아보가드로수⇒ 22.4L : 6.02 × 1023개 = 0.112L : χ개

χ = 3.01 × 1021개

3. 당량(eqivalent weight)

: 어떤 원소가 수소 1g 또는 산소 8g과 결합 또는 치환할 수 있는

원소의 양.

원소의 당량= {원자량 } over {원자가 } 원자량 = 당량 × 원자가

(1) 당량 : 수소 1g 또는 산소 8g에 결합하는 물질의 양

(2) 그램당량 : 당량에 g을 붙인 양

(3) 산의 1당량 : H+ 이온 1몰을 내는 물질의 양이며,

산은 분자내에 수소가 포함되어 있으므로

산의 당량={분자량 } over {산의 H수 } 산의 1g 당량= {분자량g } over {산의 H수 }

(4) 염기 1g 당량 : OH- 이온 1몰을 내는 물질의 양

염기의 당량 = {분자량 } over {염기의 OH수 } 염기의 1g 당량= {분자량g } over {염기의 OH수 }

(5) 염의 당량 : 산과 염기는 염과 물을 생성한다. 염의 당량은 염을 생성한

수소 이온 1몰에 해당하는 물질임.

염의 당량= {분자량 } over {염을 생성한 H수 또는 염기의 OH수 }

염의 1g 당량= {분자량 g } over {염을 생성한 산의 H수 또는 염기의 OH수 }

(6) 산화 환원제의 당량 : 전자 1몰을 얻거나 잃는 물질의 양

산화제 또는 환원제의 당량= {분자량 } over {전자를 받아 들인(잃어버린)몰수 }

산화제 또는 환원제의 1g 당량= {분자량 g } over {전자를 받아 들인(잃어버린)몰수 }

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

망간의 원자가는 +7에서 +2로 환원되었고, 5몰의 전자를 받아들인

결과임. 따라서 MnO4- 1몰은 5당량에 해당함.

MnO _{4 } ^{- } 당량수= {MnO _{4 } ^{- }의 이온량 } over {5 }

MnO _{4 } ^{- }의 1g 당량= {MnO _{4 } ^{- }의이온량․g } over {5 }

4. 규정농도(노르말농도)

: 용액 1000mL에 녹아 있는 용질의 그램당량, 산과 염기의 시약을 만들 때

주로 사용됨

N 농도= {용질의 g 당량수 } over {용액의 부피 }

산의 당량은 1몰의 H+ 이온을 내놓는 산의 무게이고, 염기의 당량은 OH-을

내놓는 염기의 무게임.

HCl의 당량= {36.5 } over {1 }=36.5g/당량

H_{2 } SO_{4 }의 당량= { 98} over {2 }=49g/당량

{ Ca(OH)}_{2 } 의 당량= { 74} over {2 }=37g/당량

문제1) 황산 1몰 용액 및 1N 용액 100mL를 만드는데 필요한 황산은

몇 g 씩인가?

몰 ⇒ 98 × 0.1 = 9.8g

노르말 ⇒ H2SO4 1N = { 98} over {2 }= 49g

∴ 49 × 0.1 = 4.9g

산과 염기 분자량 그램당량 몰농도와 노르말 농도와의 관계

HCl 36.5 36.5 1M = 1N

H2SO4 98 98/2=49 1M = 2N

H3PO4 98 98/3=32.6 1M = 3N

NaOH 40 40 1M = 1N

Ca(OH)2 74 74/2=37 1M = 2N

5. 몰분율(mole fraction)

: 용질의 몰수를 용질과 용매의 몰수를 합한 전체 몰수로 나눈 값

몰분율 X _{A }= {A의 몰수 } over {A의 몰수 + B의 몰수 + C의 몰수 }

문제) 벤젠(C6H6) 500g에 톨루엔(C7H8) 500g을 가해 만든 용액의

벤젠과 톨루엔의 몰분율은?

벤젠(C6H6) 1mole = 78g, 500g / 78g = 6.41mole

톨루엔(C7H8) 1mole = 92g, 500g / 92g = 5.43mole

∴벤젠의 몰분율 X_{B } = { 6.41} over {6.41+5.43 }=0.541

∴톨루엔의 몰분율X_{T }= { 5.43} over {6.41+5.43 }=0.462

6. 몰랄농도(molality, m)

: 용매 1000g속에 녹아 있는 용질의 몰수를 나타낸 농도로, 주로 증기압

곡선과 용액의 끓는점 오름과 어는점 내림을 측정하는데 사용됨.

몰랄농도(m)= { 용질의 몰수} over {용매의 kg수 }

문제) 우레아{CO(NH2)2} 1.00g을 물 48g에 녹여 만든 수용액의 몰랄

농도는 얼마인가?

우레아{CO(NH2)2} 1몰의 질량 = 60.0g

용질의 몰수 = 1.00 / 60.0 = 0.0167mole

용매의 kg수 = 0.048kg

∴ m= {0.0167 } over {0.048 }=0.348

7. 백분율

: %농도

(1) 중량 % : 100g 중에 함유된 용질의 질량을 g수로 나타낸 것

소금물의 농도, 설탕물 농도에 이용됨

%농도= {용질의 무게 } over {용매의 무게 }×100

(2) 부피 퍼센트 : 100mL 중에 함유된 용질의 부피, 용매에 액체 성분이 녹아

있는 경우에 이용. 식초 농도, 주류의 알코올 농도 등에 이용

%(V/V)= {용질의 부피 } over {용액의 부피 }×100

(3) 중량/부피 % : 100mL 중에 함유된 용질의 무게

%(W/V)= {용질의 무게 } over {용액의 무게 }×100

(4) 부피/중량 % : 100g 중에 함유된 용질의 부피

%(V/W)= {용질의 부피 } over {용액의 무게 }×100

(5) 밀리그램 % : 임상 분야에서 사용하는 단위로, 용질 100mL에 대한

용질의 mg

mg %= {용질 mg } over {용액 mL } ×100

문제)황산의 10%(W/W)%와 부피/부피(V/V)% 용액의 몰수를 비교하라.

황산의 분자량은 = 98g, 황산 10% = 100g/1L

∴몰수 = 100/98 = 1.02M

황산의 분자량 = 98g, 황산 비중 = 1.8

황산 무게 = 100mL × 1.8 = 180g/L

∴몰수 = 180/98 = 1.84M

8. ppm 및 ppb

: 용질 농도가 매우 낮을 때 사용하며, 위생과 환경에서 많이 사용함.

ppm : 백만 분의 일 단위

ppm= {용질1mg } over {용액1L }

ppb : 10억 분의 일 단위

ppb= {용질 1μg } over {용액 1L }

7. 화학결합

1. 원자가와 옥테트 규칙

◦원자와 원자가 결합하여 분자를 이루는 것은 가전자를 서로 주고받아서임.

◦가전자수는 족의 번호와 일치됨.

◦모든 원자는 8개의 전자를 가져야만 안정한 상태가 된다. ⇒ 옥테트 규칙

1족 2족 3족 4족 5족 6족 7족 8족

잃는 전자수 1 2 3 4 5 6 7

얻는 전자수 4 3 2 1

◦전자를 주고받을 때 가전자의 위치는 전자의 친화도와 전기음성도와 관계가 있다.

◦전기음성도가 차이가 큰 원소끼리는 전자를 강하게 끌어당겨 이온결합을

하고, 전기음성도가 차이가 작으면 공유결합을 한다.

1) 이온 결합: 양이온과 음이온 사이의 정전기적 인력(쿨롱의 힘)에 의해

이루어지는 결합

예) NaCl의 형성

Na + Cl --→ Na+ + Cl- --→ Na+Cl-( =NaCl )

2) 공유 결합: 비금속 원자들이 홀전자를 서로 내놓아 전자쌍을 만들고 이

전자쌍을 공유함으로써 안정한 전자배치(옥텟)를 이루는 결합

예) F2, Cl2, H2O, NH3

* 공유 전자쌍: 공유 결합에 참여한 전자쌍

* 비공유 전자쌍: 결합에 참여하지 않은 전자쌍

3) 무극성 공유 결합: 전기 음성도가 같은 원자 사이의 공유 결합으로, 공유

전자쌍의 치우침이 없다.

극성 공유 결합: 전기 음성도가 다른 원자 사이의 공유 결합으로, 공유

전자쌍은 전기 음성도가 큰 쪽으로 치우쳐 부분적

음전하를 띠게 된다. 예) H2, HCl

4) 루이스 전자식: 원자가전자를 점으로 표시하여 원자 사이의 결합을

나타낸 화학식 예) CH4, NH3, H2O, HCl

2. 공유결합

(1) 수소분자(H2)의 구조

: 수소원자 1s 궤도의 가전자는 원자핵 주위에 구형으로 분포하고 있음.

수소원자 2개가 가까워지면 각 가전자는 상대 원자핵의 인력을 받아

상대쪽으로 끌려가 양쪽 1s 궤도가 겹쳐져서 두 개의 전자가 두

원자핵을 둘러싼다.

수소원자 두 개가 전자를 하나씩 내어 전자쌍을 만들어서 수소원자가

공유하면 각 수소원자는 헬륨과 같은 전자배열이 되어 안정화한다.

이러한 결합을 공유결합이라고 한다.

수소 분자(H2)의 형성과 에너지

: 2몰의 수소 원자가 1몰의 수소 분자를 형성할 때 435kJ/mol의 에너지를

방출한다. 435kJ/mol을 수소 분자의 공유 결합 에너지(해리에너지, 결합

에너지)라 부르며, 일반적으로 결합 에너지 값이 클수록 그 결합은 세고

안정하다.

H(g) + H(g) --→ H2(g) + 435kJ(=104kcal)

(2) 공유결합

: 전기음성도가 비슷하거나 같은 원자(비금속 원소)끼리의 결합

예) N2, F2, Cl2, Br2

* 전기음성도: 공유결합 분자에서 공유전자쌍을 잡아당기는 힘의 세기

극성 공유 결합과 무극성 공유 결합

1) 무극성 공유결합: 전기 음성도가 같은 원자 사이의 공유 결합으로, 공유

전자쌍의 치우침이 없다.

2) 극성 공유 결합: 전기 음성도가 다른 원자 사이의 공유 결합으로, 공유

전자쌍은 전기 음성도가 큰 쪽으로 치우쳐 부분적

음전하를 띠게 된다.

예) H2, HCl, NaCl

3)무극성 분자: 한 분자내의 (+)전하의 중심과 (-)전하의 중심이 일치하여

분자내에 부분 전하를 띠지 않는 분자. 대칭구조를 이룬다.

4)극성 분자: 한 분자내의 (+)전하의 중심과 (-)전하의 중심이 일치하지

않아 분자내에 부분 전하를 띠는 분자. 비대칭 구조를

이룬다.

5)극성 분자의 성질

: 전기장이나 자기장에서 끌리거나 회전하며, 물과 같은 극성 용매에 잘

녹고, 분자량이 비슷한 무극성 분자보다 녹는점, 끓는점이 높다.

6)수소 결합의 형성

: 전기 음성도가 매우 큰 F, O, N 의 수소 화합물에서 (+)전하를 갖는

수소원자와 (-)전하를 갖는 다른 분자의 F, O, N 의 원자 사이에 작용 하는 분자간의 힘

예) HF, NH3, H2O, C2H5OH, CH3COOH

7) 단일결합, 이중결합, 삼중결합

시그마(σ) 결합, 파이(π)결합

공유결합 물질은 전기적으로 극성을 띠지 않으므로 전기를 전도하지

않으며, 끓는점이 낮고, 액체나 기체로 존재하는 경우가 많다.

(3) 공명구조

분자나 이온의 구조는 루이스의 구조로 설명되지 않는 것이 있다.

예) SO2, C6H6, CO32- - 공명구조 설명

3. 배위결합(coordinate bond)

: 한쪽 원자에서 비공유 전자쌍을 일방적으로 내놓아 이루어지는 공유결합

예) H3O+, SO42-, NH4+, NO3-, BF3NH3, 착이온 등

예)암모늄 이온의 형성 과정

4. 금속결합

(1) 금속 결합: 금속의 양이온과 자유전자 사이의 정전기적 인력에 의해 이루어 지는 결합

(2) 금속 결합력: 금속의 양이온과 자유 전자 사이의 정전기적 인력으로, 이온

반지름이 작을수록, 자유 전자가 많을수록 금속 결합력은 커진다.

예) 녹는점, 끓는점: Li > Na > K > Rb,

Na < Mg < Al

(3) 금속의 특성

: 금속의 특성은 자유 전자 때문이다.

1) 자유 전자의 이동이 자유로워 액체, 고체 상태에서 열과 전기의 양도체

이다.

2) 연성과 전성이 좋고, 고유한 금속 광택을 갖는다.

3) 녹는점, 끓는점이 높고 비교적 단단하다.

5. 이온결합

(1) 이온의 형성: 원자가 안정한 전자배치(옥텟)를 이루기 위하여 전자를 잃거나

얻어서 형성한다.

① 양이온: 금속 원자가 전자를 잃고 형성된 이온

예) Na(K2L8M1) --→ Na+(K2L8) + e- ⇒ 입자의 크기: Na 〉Na+

② 음이온: 비금속 원자가 전자를 얻어 형성된 이온

예) Cl(K2L8M7) + e- --→ Cl-(K2L8M8) ⇒ 입자의 크기: Cl 〈 Cl-

(2) 이온 결합: 양이온과 음이온 사이의 정전기적 인력(쿨롱의 힘)에 의해

이루어지는 결합

예) NaCl의 형성

Na + Cl --→ Na+ + Cl- --→ Na+Cl-( =NaCl )

6 분자사이의 힘

(1) 반데르 발스 힘

: 묵극성 분자에서 생긴 유도 쌍극자 사이에 작용하는 약한 정전기적 인력

1) 비활성 기체가 저온에서 액체나 고체로 존재하는 것은 분산력 때문이다.

2) 분산력을 받는 분자성 고체는 녹는점과 끓는점이 낮고 승화성이 있다.

3) 전자수가 많을수록, 분자량이 클수록, 표면적이 넓을수록 분산력은

커져서 녹는점, 끓는점이 높아진다.

예) CH4 < SiH4 < GeH4 < SnH4

(2) 수소결합

: 전기 음성도가 매우 큰 F, O, N 의 수소 화합물에서 (+)전하를 갖는 수소

원자와 (-)전하를 갖는 다른 분자의 F, O, N 의 원자 사이에 작용하는

분자간의 힘

예) HF, NH3, H2O, C2H5OH, CH3COOH

* 결합력 크기의 비

분산력 : 수소 결합력 : 공유결합력 = 1 : 10 : 100

* 수소 결합 물질의 특성

① 분자내에 O-H, N-H, H-F 결합을 가지고 있어야 한다.

② 분자량에 비해 녹는점, 끓는점, 몰 증발열이 높다.

예) 끓는점: H2O > H2S, HF > HCl

③ 아세트산과 같이 무극성 용매에서 이합체를 만들기도 한다.

예) 아세트산의 이합체: 분자량이 120이 됨.

(3) 소수성 상호 작용

: 물에 의해 비극성 분자끼리 생긴 응집력.

단백질의 경우 - 40～50%의 소수성 아미노산 잔기를 가지고 있으며,

소수성 상호작용으로 친수성 잔기는 분자 표면에 소수성 잔기는 분자 내부에 들어 있다.

⇒ 계면활성제가 만드는 미셸이나 리포솜도 소수성 상호작용으로 친수성 부분은 물분자와 접촉하고 있는 반면, 소수성 부분은 내부로

응집한 형을 만들고 있음.

(4) 이온-이온의 힘

: 이온결합 분자와 분자 사이의 인력을 이온-이온 힘이라고 함.

예) NaCl : 이온결합, 분자간 힘으로 정육면체 결정격자를 이루고 녹는점이 높다.

(5) 이온-쌍극자 힘

: 분자에 전기음성도가 큰 원자가 있으면 결합에 관여하는 전자가 그쪽으로 쏠려서 한 쪽 분자의 전자 밀도가 풍부하여 분극을 형성하

며 전자 밀도가 큰 쪽은 (-), 전자 밀도가 작은 쪽은 (+)를 띠어 서로 잡아당긴다.

(6) 쌍극자-쌍극자 힘

: 쌍극자와 쌍극자 사이에 발생하는 힘. 쌍극자는 극성물질로 서로 잘 회합한다.

예) 물과 에틸알코올이 혼합된 술

(7) 쌍극자-유도쌍극자 힘

: 극성을 띤 쌍극자가 쌍극자 모멘트가 없는 분자로 접근할 때 쌍극자가

새로 유도되면서 둘 사이에 생긴 미약한 인력

(8) 유도쌍극자-유도쌍극자 힘

: 분자간 힘 중에서 가장 약한 것으로, 유도쌍극자 상호간의 힘이다.

런던힘이나 분산힘이라고 한다.

8. 고체

1. 고체의 성질

: 액체나 기체보다 구조가 치밀하고 밀도가 크다.

액체 물질의 에너지를 계속 제거하면 온도가 내려가, 물질 내부의 분자 운동

에너지 감소로 분자와 분자 사이의 거리가 단축되어 고체로 변한다.

유동성이 없고 단단하고 분자가 규칙적으로 배열된 결정을 형성하며 분자는 진동을 하고 있다.

* 결정: 물질을 이루는 입자들이 규칙적으로 배열된 고체

① 결정 격자: 결정을 이루는 입자들이 규칙적으로 배열된 상태

② 단위 세포: 결정에서 반복되는 가장 간단한 단위체

③ 결정의 분류

3) 비결정: 입자의 배열이 불규칙하며, 녹는점이 일정하지 않은 고체

예) 엿, 유리, 고무, 플라스틱, 양초, 마아가린

3. 결정성 고체의 종류 및 성질

: 이온성 결정, 분자성 결정, 공유결합성 결정, 금속결정

결정성 고체: 비등방성으로, 기하학적 구조가 질서정연함.

공유결합 결정: 융점이 높고, 단단하고, 견고하며, 다이아몬드는 물질 중에서

가장 단단하고 융점이 높음.

결합력의 크기: 공유결합 > 이온결합 > 금속결합 > 분자성 결정

(1) 금속결정

금속결합 및 자유전자 역할 설명

(2) 공유결합 결정

다이아몬드: 한 탄소원자가 4개의 탄소 원자와 결합한 반복구조로 거대한

결정을 만들고 있음. 모든 물질 중에서 가장 단단하고 튼튼함.

공유결합을 파괴하려면 원자간의 결합을 끊어야 하므로 매우 큰

에너지가 필요하고 단단하고 융점이 높다. 전기전도성이 없음.

(3) 이온결정

: 이온결합 물질로서 고체 상태에서는 전기전도성이 없으나 액체 상태로

되면 전기전도성이 있음. 이온결정은 단단하지만 부서지기 쉽고 저온에서

전기전도도가 적다. 녹는점이 높다.

(4) 분자결정

: 반데르 발스 힘으로 배열된 결정 예) 수소, 드라이아이스, 얼음

분자간 인력이 약하여 연하고 융점이 낮고 증기압이 크고 낮은 온도에서

끓는다. 압축성이 있고, 전기절연성이 좋음. 전기전도성이 없음.

9. 용액

1. 물

: ◦ 지구 표면의 70% 정도를 차지함.

◦ 동․식물체에는 50 ～ 90%의 물이 포함되어 있음.

◦ 인체도 약 70%가 물이다.

◦ 분자식-H2O, 결합각은 104.5°, 산소원자가 음성, 수소원자가 양성을 띤다.

◦ 극성 분자임. 비점과 기화열이 높음.

◦ 가장 뛰어난 용매임. - 물분자의 쌍극성 때문임.

물에 잘 녹는 물질 - 당, 알코올 등 극성 작용기를 가진 분자.

◦ 물이 얼 때 부피가 팽창하는 것은 극성 때문에 제대로 고정되지 않고

그물눈 구조에 따른 공간이 생겨서 부피가 팽창하기 때문이다.

물은 0℃보다 4℃(3.98℃)에서 부피가 가장 작아져 밀도가 최대가 된다.

⇒ 그 이유는 얼음이 녹을 때 그물눈구조가 한번에 부서지는 것이 아니고

0℃에서부터 서서히 부서져 4℃에서 완전히 부서지기 때문이다. 4℃

이상이 되면 분자의 운동이 심해져서 일반 액체와 같은 모양으로 팽창

한다.

2. 용해

용질 + 용매 ⇄ 용액 ⇒동적평형상태, 용해평형상태

◦ 액체용액 : 액체인 용매에 기체, 액체, 고체가 용해된 것

◦ 고체용액 : 물질이 고체에 녹은 것

예) 수은에 은과 다른 금속이 녹은 것 - 아말감

(1) 용해도

: 용매 100g속에 녹을 수 있는 용질의 g수

포화용액: 용질이 용해도까지 녹은 용액

불포화용액: 용질이 용해도까지 녹지 않은 것

과포화용액: 용질이 용해도 이상 녹은 용액

(2) 기체의 용해

: 기체가 액체에 녹는 용해도는 기체의 압력이 높을수록 증가한다.

⇒ 농도와 압력이 낮을 때에만 비례한다.

온도가 높아서 기체분자의 운동이 왕성하고 압력이 낮으면 물에 녹기

어렵고 온도가 낮고 압력이 높으면 잘 녹는다.

※ 헨리의 법칙: 일정한 온도에서, 일정량의 액체에 용해되는 기체의 양은

그 기체의 압력에 비례한다.

예) 탄산음료수- 압력을 3～4기압으로 유지하면서 강제로 이산화탄소를

물에 녹인 수용액이다. 마개를 따면 용액 위의 압력이

대기압으로 낮아지면서 이산화탄소의 용해도가 작아지기 때문에 녹아 있던 기체가 밖으로 빠져 나오게 된다.

헨리의 법칙에 적용되는 기체(무극성 기체)

: 산소, 질소, 수소

헨리의 법칙에 적용되지 않는 기체

: NH3, HCl, SO2

(3) 고체의 용해

: 수화(용매화) 현상에 의해 용해됨. - 설명

극성 물질은 극성 용매에 용해되고 무극성 물질은 무극성 용매에 용해됨.

3. 상변화

기체(수증기)

승화 기화 액화

용융

고체(얼음) 응고 액체(물)

(1) 상태도

: 물의 상평형 설명

압력 0.0057, 온도 0.0075

고체 ⇄ 기체 : 승화 곡선

고체 ⇄ 액체 : 융해 곡선

액체 ⇄ 기체 : 증기압력 곡선

(2) 증발

(3) 증기압

: 증기압력과 끓는점 설명, 증기압력 곡선 설명

1) 증기 압력: 일정한 온도의 밀폐 용기 속에 있는 액체가 동적 평형 상태

(즉, 증발 속도=액화 속도)에 있을 때, 액체로부터 생긴 증기가

나타내는 압력

2) 증기 압력 곡선

① 온도에 따른 증기 압력의 변화를 나타낸 곡선임.

② 온도가 높아질수록 증기 압력은 증가한다.

③ 같은 온도에서 휘발성이 큰 물질일수록 증기 압력이 크다.

④ 증기 압력이 크다. ⇨ 휘발성이 크다. ⇨ 끓는점이 낮다.

⇨ 분자간 인력이 약하다.

⑤ 끓는점: 외부 압력과 증기 압력이 같을 때의 온도로, 외부 압력이

1기압일 때의 끓는점을 기준 끓는점이라 한다.

⑥ 외부 압력을 높이면 끓는점도 높아진다.

(4) 용액의 끓는점 오름

1) 끓는점 오름(ΔTb) = 용액의 끓는점 - 용매의 끓는점

ΔTb = Kb × m (Kb: 몰랄 오름 상수)

2) 어는점 내림(ΔTf) = 용매의 어는점 - 용액의 어는점

ΔTf = Kf × m (Kf: 몰랄 내림 상수)

3) Kb, Kf는 농도가 1m일 때의 끓는점 오름값과 어는점 내림값이다.

4)) 몇 가지 용매들의 몰랄 오름 상수(Kb)와 몰랄 내림 상수(Kf)

비휘발성, 비전해질 물질의 분자량 측정

: 어떤 용매 Wg에 분자량이 M인 용질 wg이 녹아 있는 용액의 분자량은

용액의 끓는점 오름이나 어는점 내림을 ΔT라 할 때 다음과 같이 나타낼

수 있다.

용액 1kg에 녹아 있는 용질의 양 = 1000 × {w } over {W } (g)

ΔTb = Kb × m = Kb × {w } over {M } × {1000 } over {W }, ΔTf = Kf × m = {w } over {M } × {1000 } over {W }

따라서 분자량(M) = {1000 × w × K } over {ΔT × W } (K: Kb, Kf ΔT: ΔTb, ΔTf)

(5) 용액의 어는점 내림

4. 삼투압

1) 삼투와 삼투압

: 반투막을 사이에 두고 농도가 다른 두 용액을 넣어 둘 때 용매 입자가

반투막을 통하여 진한 용액으로 이동하여 양쪽 용액의 농도가 같아지려는

경향을 삼투라 하고, 삼투 현상을 막기 위해 고농도 쪽에 가해야 하는 여분의

압력을 삼투압이라고 한다.

⇒ 반투막: 용매 분자는 통과시키지만 큰 용질 분자는 통과시키지 않는 막

2) 반트 호프의 법칙

: 비휘발성, 비전해질 용질을 녹인 묽은 용액의 삼투압(Π)은 용매의 종류,

용질의 종류에 관계 없이 용액의 몰농도와 절대 온도에 비례한다.

① 삼투압(Π) = CRT (C:몰농도, R:기체상수, T:절대온도)

② 삼투압은 용액이 묽을수록, 고분자 물질일수록 정확하게 측정되며,

고분자 물질의 분자량을 측정하는 데 이용된다.

Π = CRT = {nRT } over {V }, ΠV = nRT = {wRT } over {M } ⇨ 분자량(M) = {wRT } over {ΠV }

5. 표면장력

1) 표면 장력: 액체 표면의 분자들은 분자간 인력에 의해 액체 내부로 끌리므로

표면적이 작아지는데, 이와 같이 액체가 그 표면적을 최소로 하려는

성질

2) 점성도: 액체 분자가 흐르고 있을 때 분자들 사이의 인력에 의하여 흐름에

저항을 받는 성질

3) 점성도와 표면 장력은 분자간 인력이 클수록, 저온일수록 증가한다.

6. 콜로이드

(1) 콜로이드 용액

1) 콜로이드 입자의 크기

: 지름이 10-7 ～ 10-5cm로 거름종이는 통과하지만 반투막은 통과하지

못함.

2) 분산매와 분산질

: 콜로이드 용액에서 입자를 분산시키는 것을 분산매, 입자로서 분산되어

있는 것을 분산질이라 하며, 분산매와 분산질을 합하여 분산계라고 함.

<참고> 서스펜션과 에멀션

흙탕물처럼 콜로이드 분자보다 큰 입자가 분산되어 있는 혼합물을 서스펜션

이라 하고, 우유나 크림과 같이 액체에 액체가 분산된 것을 에멀션이라고

함.

3) 졸과 겔

① 졸(sol): 유동성이 있는 액체 상태의 콜로이드 예) 우유, 달걀 흰자

② 겔(gel): 유동성이 거의 없는 반고체 상태의 콜로이드 예) 한천, 두부

③ 에어로졸(aerosol): 분산매가 기체인 콜로이드 예) 연기, 안개

(2) 콜로이드 용액의 성질

1) 입자의 크기가 크기 때문에 갖는 성질

① 틴들 현상: 어두운 곳에서 콜로이드 용액에 센 빛을 비출 때 빛의

진로가 보이는 현상 ⇦ 콜로이드 입자가 빛에 의해 산란되기 때문에

② 브라운 운동: 콜로이드 입자가 불규칙하게 움직이는 것 ⇦ 열 운동을

하는 분산매 입자가 콜로이드 입자에 불규칙하게 충돌하기 때문에

③ 투석: 콜로이드 입자와 더 작은 입자가 함께 있는 용액을 반투막에

통과시켜 콜로이드를 정제하는 방법

④ 흡착: 액체나 기체 물질이 고체 표면에 끌려 고체 표면에서의 농도가

증가하는 현상으로, 콜로이드 입자는 그 질량에 비해 표면적이 대단히

넓으므로 다른 물질을 흡착하는 성질이 있음.

예) 비누의 콜로이드 입자가 먼지를 흡착하여 세탁 작용을 한다.

2) 전하를 띠고 있기 때문에 갖는 성질

① 전기 이동

: 콜로이드 입자가 한 종류의 전하만을 띠고 있어 직류 전류를 통할 때

전하와 반대 전하를 띤 전극으로 이동하는 현상

② 엉김과 염석

: 소수 콜로이드가 소량의 전해질에 의해 침전되는 현상을 엉김이라

하고, 친수 콜로이드가 다량의 전해질에 의해 침전되는 현상을 염석이

라고 함.

3) 콜로이드의 안정성

① 소수 콜로이드

: 물과의 친화력이 약해 소량의 전해질을 가할 때 침전되는 콜로이드

예) 점토, 수산화철(Ⅲ), 금, 은 등의 무기물의 콜로이드

② 친수 콜로이드

: 물과의 친화력이 강하여 다량의 전해질을 가해야만 침전되는 콜로이드

예) 우유, 녹말, 비누 등의 유기물의 콜로이드

③ 보호 콜로이드

: 불안정한 소수 콜로이드에 친수 콜로이드를 가하면 친수 콜로이드가

소수 콜로이드를 둘러싸서 안정해지는데, 이와 같은 목적으로 가해주는 친수 콜로이드를 보호 콜로이드라고 함.

예) 먹물속의 아교, 잉크속의 아라비아 고무

10. 기체

: 고체 및 액체에 비해 분자간 인력이 작아서 분자사이의 거리가 멀고 밀도가

낮고 가볍다. 쉽게 확산된다. 온도를 낮추거나 압력을 높여주면 액화된다.

1. 기체의 압력과 단위

수은주 : 수은 액면에서 공간 아래까지의 길이, 대기가 밀어내는 압력

단위는 mmHg, 760mmHg는 1기압으로 대기압임.

기체의 부피를 비교하기 위해서는 표준압력 1기압, 표준온도 273K를 기준으로

한다.

1기압 = 1atm = 760mmHg = 76cmHg = 760Torr = 101,325Pa = 1,013mbar

문제) 740mmHg를 atm으로 계산하라.

740 ×{ 1atm} over {760 } = 0.974atm

2. 아보가드로의 법칙

: 같은 온도, 같은 압력에서 부피가 같은 모든 기체는 같은 수의 분자를 포함

한다. 즉, 기체 1몰은 1기압, 0℃에서 22.4L이다. 기체의 부피를 알면 압력을

압력을 알면 부피를 알 수 있음.

3. 기체 분자의 운동론

(1) 기체는 분자라는 입자로 구성되어 있으며 분자간 거리는 분자의 크기보다

멀리 떨어져 있다.

(2) 기체분자는 항상 움직이며 기체 용기 표면과 기체분자에 충돌하여 압력을

만든다.

(3) 기체분자의 평균 운동에너지와 평균 속도는 온도에 비례한다.

(4) 기체분자는 같은 온도에서 같은 평균 운동에너지를 가지며 절대온도에

비례한다.

(5) 기체분자 상호간의 충돌이나 용기벽과의 충돌은 완전 탄성이다.

4. 그레이엄의 확산 법칙

(1) 확산: 어떤 분자가 기체, 액체, 다공성 고체 속으로 퍼져 나가는 현상

(2) 그레이엄의 법칙: 일정한 온도와 압력에서 기체의 확산 속도는 그 기체의

분자량의 제곱근(밀도의 제곱근)에 반비례한다.

5. 보일의 법칙

일정한 온도에서 일정량의 기체의 부피(V)는 압력(P)에 반비례한다.

문제) 압력이 760mmHg에서 500mmHg로 바뀌면 2.5L 기체의 부피는 어떻게

변하는가?

sol) 압력 감소 → 부피 증가

2.5L×{760mmHg } over {500mmHg }= 3.8L

문제) 500mmHg에서 100mL 기체를 부피 200mL로 하려면 압력은 얼마가

되어야 하는가?

sol) 부피 증가 → 압력 감소

500mmHg× {100mL } over {200mL }= 250mmHg

6. 샤를의 법칙(기체의 온도와 부피)

: 일정한 압력에서 일정량의 기체의 부피(V)는 절대온도(T)에 비례한다.

일정량의 기체의 부피는 온도가 1℃ 증가할 때마다 1/273 씩 증가한다.

* 절대온도(T): T(K)= 273 + t(℃),

0K(-273℃)는 분자운동이 정지한 상태임.

문제) -50℃에서 50L인 기체를 30℃의 실온으로 하였다. 일정 압력에서

부피는 어떻게 변하였는가?

sol) 온도 증가 → 부피 증가

-50 + 273 = 223K

30 + 273 = 303K

50L ×{303K } over {223K }= 68L

또는 V2 = { V}_{1 } {T }_{2 } over { T}_{1 } ={50L ×303K } over {223K }= 68L

3) 보일-샤를의 법칙

: 일정량의 기체의 부피(V)는 압력(P)에 반비례하고, 절대온도(T)에 비례한다.

1몰의 기체는 0℃(273K), 1기압에서 22.4L이기 때문에 식은

{ 1atm × 22.4L/mol} over {273K }= 0.0821 atm․L/mol․K ⇒ R(기체상수)

온도가 273K 높아질 때 기체의 부피가 22.4L 증가하므로, 온도가 1K 높아지면

기체의 부피는 0.0821L 증가하고 온도가 1K 낮아지면 기체의 부피는 0.0821L

감소된다.

기체의 몰수가 1몰일 경우 { PV} over {T }= R

따라서 기체의 몰수가 n몰 일 경우에는 { PV} over {T }= nR 이 된다.

PV = nRT ⇒ 기체의 상태 방정식

기체의 몰수 n = { w} over {M } 이므로 PV = {w } over {M }RT

기체의 분자량 M ={wRT } over {PV } 가 된다.

문제) 어떤 기체의 압력이 30℃에서 600mmHg이다. 밀폐된 용기에서 0℃로

냉각하면 압력은 얼마나 되는가?

sol) 온도 감소 → 압력 감소

30 + 273 = 303K, 0 + 273 = 273K

600mmHg ×{273K } over {303K }= 540.6mmHg

문제) 어떤 기체가 10℃, 700mmHg에서 15L이다. 100℃, 800mmHg에서는

부피가 얼마나 되는가?

{ V}_{2 }= { V}_{1 } { { P}_{1 } } over { { P}_{2 } } × { { T}_{2 } } over { { T}_{1 } }

{ V}_{2 }= 15L × {700mmHg } over {800mmHg }× { 373K} over {283K }= 17.3 L

문제) 클로로포름 증기 0.495g을 127mL들이 플라스크에 모았다. 98℃에서

플라스크 안의 증기압은 754mmHg이다. 클로로포름의 분자량은 얼마

인가?

sol) M={wRT } over {PV } P = 0.992 atm, V = 0.127 L, T = 371 K

M= {0.495g×0.0821atm․L/mol․K ×371K } over {0.092atm×0.127L }= 119g/mol

8. 이상기체와 실제기체

(1) 실제 기체: 분자의 크기가 있으며 분자간 인력이 작용하므로, 이상 기체

상태 방정식에서 벗어난다.

(2) 실제 기체가 이상 기체에 가까워지는 조건: 온도가 높고 압력이 낮은

상태에서, 분자의 크기가 작고 분자간의 인력이 작은 기체일 때

9. 부분압 법칙

(1) 일정한 부피의 밀폐된 용기 안에 들어 있는 혼합 기체의 전체 압력(P)은

각 성분 기체(A, B, C,…)의 부분 압력(PA,PB,PC,…)의 합과 같다.

P = PA + PB + PC + …

(2) 혼합 기체 중의 성분 기체의 부분 압력은 성분 기체의 몰분율에 비례한다.

A, B 두 기체가 혼합되어 있을 때 A, B의 부분 압력 PA, PB는 전체압력이

P일 때 다음과 같다.

* 기체의 몰분율: 혼합 기체에서 기체의 전체 몰수에 대한 특정 기체의

몰수로서, 기체의 몰분율은(xi)은 0 < xi < 1 이다.

* 부분 압력: 혼합 기체가 들어 있는 용기와 같은 부피의 용기에 성분

기체가 단독으로 들어 있을 때 나타내는 압력

문제) 738mmHg의 질소가스 6.1L를 325mmHg의 산소가스 15.2L와 혼합하여

12.0L의 용기에 넣었을 때 이 혼합기체의 압력은?

sol) 질소가스 P1=738mmHg , P2=?

V1=6.2L V2=12.0L

{P }_{2 } = { P}_{1 } × { { V}_{1 } } over { { V}_{2 } } = 738mmHg × { 6.2L} over {12.0L }= 381mmHg

산소가스 P1=325mmHg, P2=?

V1=15.2L V2=12.0L

{ P}_{2 }= { P}_{1 }× { { V}_{1 } } over { { V}_{2 } } = 325mmHg × {15.2L } over {12.0L }= 412mmHg

11. 산과 염기

1. 산과 염기에 대한 정의

(1) 아레니우스의 정의

: 수용액 중에서 이온화하여 수소 이온 H+을 내는 물질을 산, 수산화 이온

OH-을 내는 물질을 염기라 정의 ⇦ 수용액 중에서 일어나는 산․염기만

설명이 가능함.

예) 산: HCl(aq) ---→ H+(aq) + Cl-(aq)

염기: NaOH(aq) ---→ Na+(aq) + OH-(aq)

(2) 브뢴스테드-로우리의 정의

: 양성자(H+)를 주는 물질을 산, 받는 물질을 염기로 정의

1) 짝산과 짝염기: 양성자를 주고 받을 수 있는 관계에 있는 산과 염기

예) HCl + NH3 ⇄ Cl- + NH4+

(HCl과 Cl-은 짝산․짝염기, NH3와 NH4+은 짝염기․짝산의 관계)

2) 양쪽성 물질: 양성자(H+)를 줄 수도 받을 수도 있는 물질

(3) 루이스의 개념

: 비공유 전자쌍을 받아들이는 물질을 산, 비공유 전자쌍을 내어 줄 수

있는 물질을 염기라고 함. 즉 배위결합을 하는 반응은 모두 산․염기의

반응임.

예) H2O + HCl → H3O+ + Cl-

2. 물의 이온화

(1) 순수한 물은 극히 일부분이 자동 이온화하여 옥소늄 이온(H3O+)과 수산화

이온(OH-)을 형성한다.

1) 물의 이온곱 상수(Kw)는 온도가 일정할 때 일정한 값을 갖는다.

2) 물의 이온곱 상수(Kw)는 온도가 높아지면 그 값도 커진다.

예) 25℃에서의 Kw= 1.0 × 10-14M2, 100℃에서의 Kw= 1.0 × 10-12M2

(2) 수소 이온 농도와 수산화 이온 농도의 곱은 수용액의 액성에 관계없이

항상 일정하다.

1) 산성 용액: [H3O+] > 10-7M > [OH-]

2) 중성 용액: [H3O+] = 10-7M = [OH-] [H3O+][OH-] = 10-14M2

3) 염기성 용액: [H3O+] < 10-7M < [OH-]

문제) 0.1N NaOH 용액의 H+농도와 OH-농도는 얼마인가?

{K }_{w } =[ { H}^{ +}][ { OH}^{- }]

[{H }^{+ }]=- { { K}_{ w} } over { [ { OH}^{- }] }= { 1× { 10}^{-14 } } over {0.1 }= { 10}^{-13 }M

[ { OH}^{- }] =- { { K}_{w } } over {[ { H}^{+ } ] }=- { 1× { 10}^{-14 } } over {1× { 10}^{-13 } } = { { 10}^{-14 } } over { { 10}^{-13 } }= { 10}^{-1 }M

3. pH

(1)pH의 정의

: [H+]는 매우 작은 값이므로 사용하기가 매우 불편하다. 따라서 [H+]를

간단한 값으로 표시하기 위하여 [H+]의 역수에 상용 log 값을 취하여

사용한다.

(2) 수용액의 액성과 pH, pOH와의 관계

문제) 수소이온농도[H+]가 0.00000004M인 용액의 pH는?

sol) [H+] = 0.00000004M = 4.0 × 10-8M

= -log(4×10-8) = 7.4

4. 산과 염기의 이온화

(1) 이온화도

1) 전해질과 비전해질

① 전해질: 수용액 중에서 이온화하는 물질

㉠ 강한 전해질: 강한 산, 강한 염기, 수용성 염

㉡ 약한 전해질: 약한 산, 약한 염기

② 비전해질: 수용액 중에서 이온화하지 않는 물질

예) 포도당, 설탕, 에탄올 등

2) 이온화도: 전해질의 총 몰수에 대한 이온화된 전해질 몰수의 비

이온화도(α)= {이온화된 몰수 } over {전해질의 총 몰수 }(0<α<1)

① 이온화도가 0.5보다 크면 강전해질, 0.1이하이면 약전해질이다.

② 이온화도는 온도가 높을수록, 농도가 묽을수록 커진다.

표 11.2 설명

(2) 이온화 상수(Ka, Kb)

: 전해질이 수용액 중에서 이온화 평형을 이루고 있을 때의 평형 상수 값을

이온화 상수라고 함.

1) HA + H2O ⇄ H3O+ + A-

Ka= {[H3O+][A-] } over {[HA] } ⇦ 산의 이온화 상수

2) BOH + H2O ⇄ BOH2+ + OH-

Kb= {[BOH2+][OH-] } over {[BOH] } ⇦ 염기의 이온화 상수

3) 이온화 상수 값이 클수록 정반응이 우세하게 진행된다. ⇦ 강한 전해질

4) 이온화도와 이온화 상수와의 관계

문제) 이온화도가 1.0 × 10-3인 산의 이온화 상수 Ka는?

sol) { K}_{a }= { { C}_{α } } over {1- { C}_{α } } 에서 α가 매우 작으므로 Ka = Cα2

Ka = 0.1 × (1.0 × 10-3)2 = 1.0 × 10-7

문제) 0.1M NH3를 물에 녹여 1.0L로 만들었다. 이 수용액의 [OH-]는

1.34×10-3M이다. 암모니아의 Kb값은 얼마인가?

sol) NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

{ K}_{b }= {[ { NH}`_{4 } ^{+ }][ { OH}^{- }] } over {[ { NH}_{3 }] }

[OH-] = 1.34 × 10-3M

[NH4+] = [OH-] = 1.34 × 10-3M

또한 [NH3] = 0.1 - (1.34 × 10-3) = 0.999M

{ K}_{b }= {(1.34 × { 10}^{-3 }) { }^{ 2} } over {(0.999) } = 1.81 × { 10}^{-5 }

5. 산․염기의 세기

: 산 또는 염기의 이온화도(전리도)가 1에 가까울수록 강산, 강염기이고,

약산, 약염기는 그보다 낮은 값을 나타낸다.

전해도는 전해질의 종류에 따라 다르며 농도가 낮고, 고온일수록, 즉 잘

녹을수록 커진다.

표 11.4 산의 세기 설명

6. 산․염기의 당량

1가의 산(1염기산) : HCl, CH3COOH

2가의 산(2염기산) : H2SO4, H2C2O4

3가의 산(3염기산) : H3PO4, H3C6H5O7

1가의 염기(1산염기) : NOH, NH3

2가의 염기(2산염기) : Ca(OH)2, Na2CO3

3가의 염기(3산염기) : Al(OH)3

당량: 산․염기의 분자량을 산․염기의 가수로 나눈 것을 당량이라고 함.

산의 1당량 = {산의 분자량 } over {염기도 }

염기의 1당량 = {염기의 분자량 } over {산도 }

1g 당량 : 당량과 같은 g수의 산․염기량

7. 중화반응과 염

: 산․염기가 반응하여 염과 물을 생성하는 반응

산 + 염기 → 염 + 물

산과 염기의 중화반응은 같은 당량으로 반응한다.

적정 : 산이나 염기를 중화하는데 소요된 염기나 산 용액의 양을 알 수

있는 것으로, 이 때 가해진 산 또는 염기의 부피에 대한 염기 또는

산 용액의 pH 변화에 대한 그래프를 적정곡선이라고 함.

(1) 강산과 강염기의 반응

HCl + NaOH → NaCl + H2O

강한 산 + 강한 염기의 적정 곡선: 큰 폭의 pH 변화, 모든 지시약 사용

가능, 중화점 pH= 7

(2) 강염기와 약산의 반응

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O

약한 산 + 강한 염기의 적정 곡선: 염기성 범위의 pH 변화, 페놀프탈레인

사용, 중화점 pH > 7

(3) 강산과 약염기의 반응

HCl + NH4OH → NH4Cl + H2O

강한 산 + 약한 염기의 적정 곡선: 산성 범위의 pH변화, 메틸오렌지 또는

메틸레드 사용, 중화점 pH < 7

(4) 염의 종류

1) 정염(중성염): 염 속에 수소 이온이나 수산화 이온이 없는 염

예) NaCl, CaCO3, CH3COONa 등

2) 산성염: 염 속에 수소 이온이 들어 있는 염

예) NaHSO4, KHCO3 등

3) 염기성염: 염 속에 수산화 이온이 들어 있는 염

예) Ca(OH)Cl, Mg(OH)Cl 등

(5) 염의 가수 분해

1) 강한 산과 강한 염기의 중화 반응으로 생긴 염은 가수 분해하지 않는다.

2) 강한 산과 약한 염기의 염: 가수 분해하여 산성을 나타낸다.

예) NH4Cl → NH4+ + Cl-(이온화), NH4+ + H2O → NH3 + H3O+(산성)

3) 약한 산과 강한 염기의 염: 가수 분해하여 염기성을 나타낸다.

예) CH3COONa → CH3COO- + Na+(이온화)

CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH-(염기성)

4) 약한 산과 약한 염기의 염: 가수 분해하여 중성을 나타낸다.

예) CH3COONH4 → CH3COO- + NH4+(이온화)

CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH-, NH4+ + H2O → NH3 + H3O+

문제) 0.1M의 CH3COONa의 결정에 물을 가해 1L로 만든 용액의 pH는

얼마인가?(단, CH3COOH의 { K}_{ a} 값은 1.75×10-5이다.)

sol) CH3COO- + H2O ⇄ CH3COOH + OH-

처음 농도 0.1 0 0

평형 농도 0.1-χ χ χ

χ가 0.1M보다 훨씬 작다고 가정하면

{ { χ}^{2 } } over {0.10 } ≒5.71× { 10}^{-10 }, { χ}^{2 } ≒5.71× { 10}^{-10 }×0.10

χ≒ 7.56×10-6

[OH-] = 7.56×10-6, pOH = 5.12, pH = 8.88

8. 공통이온 효과와 완충용액

CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO- + H3O+에서

CH3COONa을 넣어주면

CH3COO-의 농도가 증가됨으로써

역반응이 진행됨.

따라서 수소이온 농도는 감소하여 pH의 변화는 거의 없게 된다. 이러한

현상을 공통이온효과라고 한다.

공통이온효과는 약산뿐 아니라 약염기 용액에 공통이온을 제공하는 강염기나

염을 가해도 나타난다. 약산에 약산의 염을 넣은 용액이나, 약염기에 약염기의

염을 넣은 용액은 소량의 강산이나 강염기를 가해도 공통 이온 효과 때문에

용액의 pH가 크게 변하지 않는다. 이러한 성질을 나타내는 용액을 완충용액

이라고 한다.

예) CH3COOH → CH3COO- + H+

HCl → H+ + Cl-

염산을 가하면 산성이 강해질 것으로 생각되지만 H+이 공통이온으로

작용하여 H+가 소비되므로 pH에 영향을 주지 않는다.

CH3COOH → CH3COO- + H+

CH3COONa → CH3COO- + Na+

NaOH를 가하면 pH가 증가해야 할 것이다.

그러나 혼합용액에서는 Na+가 공통 이온이 되어 소비되므로

CH3COO- 이온이 감소하여 아세트산은 평형을 유지하기 위해

이온화된다.

새로 생성된 H+가 Na에서 이온화되어 생성된 OH-가 결합하여

OH-를 소비하기 때문에 pH의 변화는 거의 없다.

9. 용해도곱 상수

CaCO3 → Ca2+ + CO32-

K= {[ { Ca}^{ 2+} ][ { { CO}_{3 } }^{2- } ] } over {[{ CaCO}_{ 3}] }

K[CaCO3] = [Ca2+] [CO32-] = Ksp

12. 산화와 환원

1. 산화와 환원

(1) 산소: 산소를 얻는 경우를 산화, 잃는 경우를 환원이라 함.

1) 산화: 2Mg + O2 --→ 2MgO ⇨ Mg은 O와 결합하여 산화되었다.

2) 환원: CuO + H2 --→ Cu + H2O ⇨ CuO는 O를 잃고 환원되었다.

(2) 수소: 수소를 잃는 경우를 산화, 얻는 경우를 환원이라 함.

1) 산화: H2S --→ H2 + S ⇨ H2S는 H를 잃고 산화되었다.

2) 환원: Cl2 + H2 --→ 2HCl ⇨ Cl2는 H와 결합하여 환원되었다.

(3) 전자: 전자를 잃는 경우를 산화, 얻는 경우를 환원이라 함.

1) Zn --→ Zn2+ + 2e- ⇨ Zn은 전자를 잃고 산화되었다.

2) Cu2+ + 2e- --→ Cu ⇨ Cu2+은 전자를 얻어 환원되었다.

(4) 산화수: 산화수가 증가하는 경우를 산화, 감소하는 경우를 환원이라 함.

1) 산화: Zn + 2HCl --→ ZnCl2 + H2 ⇨ Zn의 산화수가 0→+2로 증가하여

산화되었다.

2) 환원: CuCl2 + Zn --→ ZnCl2 + Cu ⇨ Cu의 산화수가 +2→0으로 감소

하여 환원되었다.

2. 산화수

(1) 산화수: 공유 전자쌍이 그것을 더 세게 끌어당기는 원자에 속해 있다고 가정할

때, 각 원자에 할당된 전하수

1) 이온 결합 물질에서의 산화수: 전자를 얻은 상태를 (-), 잃은 상태를 (+)로

표시한다.

예) Na+ + Cl- --→ NaCl에서 Na은 +1, Cl는 -1이다.

2) 공유 결합 분자에서의 산화수: 전자쌍의 상대적 분포로, 전기 음성도가 큰

원소는 (-), 작은 원소는 (+)의 산화수로 나타낸다.

예) 공유 결합 화합물 HF에서 H는 +1, F는 -1의 산화수를 갖는다.

(2) 산화수 결정 규칙

1) 홑원소 물질을 이루는 원자의 산화수는 0 이다.

2) 한가지 원소로 이루어진 이온의 산화수는 그 이온의 전하량과 같다.

예) Cu2+: +2, Cl-: -1 등

3) 보통 화합물에서 H는 +1, O는 -2의 산화수를 갖는다.

(단, 금속 화합물에서 H는 -1, 과산화물에서 O는 -1, OF2에서 O는 +2의

산화수를 갖는다.)

예) H2O2, K2O2, BaO2 ⇨ 산소의 산화수 -1

LiH, CaH2, NaH, AlH3 ⇨ 수소의 산화수 -1

4) 화합물에서 1족은 +1, 2족은 +2, Al은 +3의 산화수를 갖는다.

5) 화합물에서 모든 원자의 산화수의 합은 0 이다.

6) 라디칼 이온(원자단)에서 각 원자의 산화수의 합은 전하량과 같다.

3. 산화제와 환원제

(1) 산화제․환원제: 자신은 환원되면서 상대방을 산화시키는 물질을 산화제라

하며, 자신은 산화되면서 상대방을 환원시키는 물질을 환원제라 함.

(2)) 산화제가 될 수 있는 물질

1) 비금속 중 전기 음성도가 큰 홑원소 물질 ⇦ 비금속성이 크므로 전자를

받기 쉽다.

예) F2, Cl2, Br2, I2 등

2) 높은 산화 상태의 원자를 포함하거나 또는 산소를 내놓기 쉬운 물질

예) KMnO4, HClO4, K2Cr2O7, SO3 등

3) 전자 친화도가 크고 이온화에너지가 큰 비금속 원소(단, 18족 제외)

(3) 환원제가 될 수 있는 물질

1) 전기 음성도가 작은 금속 원소 ⇦ 금속성이 크므로 전자를 주기 쉽다.

예) K, Na, Li 등의 알칼리 금속

2) 낮은 산화 상태의 원자를 가지고 있는 물질

예) HClO, KI, LiH, AlH3 등

3) 이온화 에너지가 작은 원소의 홑원소 물질

예) 2Mg + CO2 --→ 2MgO + C ⇦ 이온화 에너지가 작은 Mg이 환원제

(4) 산화제와 환원제로 모두 쓰이는 물질

: 산화 상태가 중간 정도인 물질로 상황에 따라 산화제로도, 환원제로도

작용한다.

예) SO2, H2O2 등

4. 산화․환원제의 당량

산화(환원제)의 당량 = {산화제(환원제)의 화학식량 } over {산화제(환원제)의 산화수의 감소(증가)수 }

산화수 1에 상당하는 양

산화제(환원제)의 당량 = {산화제(환원제)의 화학식량 } over {산화제(환원제)가 받아들이는(방출하는) (H)의 수 }

산화제(환원제)의 당량 = { 산화제(환원제)의 화학식량} over {산화제(환원제)가 방출하는(받아들이는) (O)의 2배수 }

5. 산화․환원 반응식

(1) 산화수법

1) 산화수법: 산화수의 변화를 이용하여 반응식의 계수를 완결하는 방법

㉠ 산화수 결정 규칙에 의해 각 원자들의 산화수를 구한다.

㉡ 증가된 산화수와 감소된 산화수가 같도록 계수를 조정한다.

㉢ 양변의 원자수가 같도록 계수를 조정하여 반응식을 완성한다.

2) 이온 전자법

: 산화․환원 반응식을 산화와 환원의 반쪽 반응으로 나눈 다음, 출입하는

전자의 이동을 이용하여 반응식의 계수를 구하는 방법

㉠ 산화 반응과 환원 반응을 분리하여 적는다.

㉡ 각 반쪽 반응식의 계수를 맞춘다.

㉢ 각 반쪽 반응식의 전자수(전하량)을 맞춘다.

㉣ 두 반쪽 반응식에서 전자를 소거하여 반응식을 완결한다.

예) 반응 MnO4- + Cl- + H+ --→ Mn2+ + Cl2 + H2O에서

산화 반쪽 반응: 2Cl- --→ Cl2 + 2e- …………………………………①

환원 반쪽 반응: 8H+ + MnO4- + 5e- --→ Mn2+ + 4H2O …………②

① × 5 + ② × 2 (이동한 전자의 개수를 같게 해주기 위해서)

16H+ + 2MnO4- + 10Cl- --→ 2Mn2+ + 8H2O + 5Cl2

6. 산화․환원 반응량

: 산화․환원 반응에서 산화제에 의하여 증가되는 산화수와 환원제에

의하여 감소되는 산화수는 같다. 또 산화제가 얻는 전자의 몰수는 환원제가

잃은 전자의 몰수가 같음.

(1) 산화제․환원제의 몰

: 산화․환원 반응에서 산화제에 의하여 증가하는 산화수와 환원제에

의하여 감소하는 산화수는 항상 같음.

2Al + 3Cu2+ → 2Al3+ + 3Cu

산화반응 : Al → Al3+ + 3e-

환원반응 : Cu2+ + 2e- → Cu

(2) 산화제․환원제의 당량

: 전자 1mol을 주고 받는 산화제․환원제의 양을 산화제․환원제의

1그램 당량이라고 함.

예) 산화제나 환원제 1mol이 n mol의 전자를 주고 받을 때, 그 1mol은

n그램 당량이 된다.

MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O에서 MnO4- 1mol은

5그램 당량이다.

즉, 11mol = 158g, 1그램 당량 = 1/5 × 158 = 31.6g이다.

(3) 산화․환원 적정

: 산화제․환원제를 표준 용액으로 하여 산화제나 환원제의 농도를 적정

으로 결정하는 방법

AMV = BM'V'

A는 산화제 1mol당 받아들일 수 있는 전자의 몰수이고, B는 환원제

1mol당 줄 수 있는 전자의 몰수이다.

7. 금속의 이온화 경향

: 금속이 전자를 잃고 양이온이 되려는 경향을 이온화 경향이라고 하며, 이온화

경향이 큰 금속은 이온화 경향이 작은 금속 이온에 전자를 주어 자신은 산화

되고 금속을 환원시킨다.

예) Zn(s) + 2Ag+(aq) → Zn2+(aq) + 2Ag(s)

⇒ Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Zn

금속의 이온화 경향의 크기 순서

: K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Ni>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag

⇒ Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag

2K + 2H2O → 2KOH + H2

⇒ 2K + 2H+ → H2 + 2K+

13. 유기화학

유기 화합물 : 탄소를 함유한 화합물

Lewis 구조 설명, 구조식 설명 ⇒ 단일결합, 이중결합, 삼중결합

IUPAC

* 탄화수소의 분류

−−−− 포화탄화수소---- 알칸(CnH2n+2)

−−사슬모양−−−

탄화수소 −−−− 불포화탄화수소-- 알켄(CnH2n), 알킨(CnH2n-2)

탄화수소−−−

−−−−− 포화탄화수소---- 시클로알칸(CnH2n)

−−고리모양−−

탄화수소 −−−−− 불포화탄화수소-- 방향족탄화수소(벤젠 고리 함유)

* 작용기 탄화수소 유도체가 공통의 화학적 특성을 나타내는 원인이 되는

원자단

작용기 작용기 이름 유도체 작용기 작용기 이름 유도체

-OH 히드록시기 알코올 -CHO 포르밀기 알데히드

-CO- 카르보닐기 케톤 -COOH 카르복시기 카르복시산

-O- 에테르결합 에테르 -NH2 아미노기 아민

1. 포화 탄화수소

알칸(CnH2n+2)

1) 일반적인 성질

① 탄소 원자간의 결합은 단일 결합이며, 화학적으로는 안정하다.

② 탄소 원자를 중심으로 사면체 구조를 하고 있으며, 탄소수가 증가할

수록 녹는점, 끓는점이 높아진다. ⇒ C1～C4:기체, C5～C16:액체, C17

이상: 고체

③ 햇빛에 의해 할로겐과 치환반응을 한다.

CH4 --→ CH3Cl --→ CH2Cl2 --→ CHCl3 --→ CCl4

2) 알칸의 구조: 사면체가 반복된 구조로, 결합각은 109.5。 임.

3) 구조 이성질체: 분자식은 같으나 구조식이 달라 성질이 서로 다른 물질

예) 부탄(C4H10)의 구조 이성질체

n-부탄:녹는점⇒-138℃ iso-부탄:녹는점⇒-159.5℃

끓는점⇒-0.5℃ 끓는점⇒-11.6℃

4) 시클로알칸: 고리 모양의 포화 탄화수소로, 일반식은 CnH2n이며 화학적

성질은 알칸과 유사하다.

예) 시클로프로판, 시클로헥산

(1) 치환 반응 : 알칸을 할로겐과 함께 가열하든가 햇빛을 쪼여주면 알칸의

수소 원자가 할로겐 원자로 치환됨. ⇒ 할로겐화 반응

(2) 산화 반응 : 탄화수소는 모두 공기 중에서 연소하여 CO2와 H2O를 생성

하고 막대한 열을 발생함. ⇒ 난방, 자동차 연료 등에 이용

C․H + O2 → CO2 + H2O

메탄, 에탄, 프로판, 부탄, 펜탄, 헥산, 헵탄, 옥탄, 노난, 데칸 등

(3) 명명법

1) 탄소 숫자를 나타내는 그리이스어를 먼저 표기하고 다음에 -ane을

붙인다. ⇒ 탄소 숫자가 1～4는 관용명을 사용한다.

2) 가지가 있는 경우, 가지에 가까운 쪽부터 긴 사슬에 번호를 붙인다.

3) 사슬에 결합된 치환기의 이름을 먼저 표기하고 다음에 사슬의 이름을

표기한다. 이때 치환기는 어미를 -yl로 바꾼다.

예) methane → methyl, ethane → ethyl

pentane → pentyl

2-methylhexane

4) 치환기가 여러 가지일 경우 알파벳 순서로 배열하고, 같은 탄소에 여러

개의 치환기가 결합되어 있을 경우는 치환기가 결합한 번호를 합한 모든

숫자로 표기하고 치환기 끼리는 서로 구분을 짓는다.

사슬이 중간에 꺾인 경우 긴 사슬을 주사슬로 취급한다.

5) 고리형은 앞에 cyclo-를 붙인다.

2. 불포화 탄화수소

: alkene, olefin(alkyne)이라고 함.

이중결합과 삼중결합은 불안정하기 때문에 반응성이 크며, 반응성은 이중

결합보다 삼중결합이 크다.

반응성 : 삼중결합 > 이중결합 > 단일결합

결합력 : 단일결합 > 이중결합 > 삼중결합

CH2 = CH2(ethylene), CH3 - CH = CH2(propylene)

CH2 - C = CH2CH

CH3 (isobutylene)

* C와 C 사이에 2중 결합이 1개 존재하는 불포화 화합물로, C=C결합을

축으로 회전하지 못한다.

* 기하 이성질체: 이중결합을 축으로 회전이 되지 않아 생기는 이성질체로서

이중 결합을 하는 두 탄소 원자에 2개의 치환체가 있을 때

생성된다.

cis형(극성), trans형(무극성)

(1) 산화 반응 :모두 공기 중의 산소와 연소하여 CO2와 H2O를 생성하고

막대한 열을 발생함. ⇒ 난방, 자동차 연료 등에 이용

C․H + O2 → CO2 + H2O

(2) 첨가 반응

1) H2 첨가: CH2=CH2 + H2 --→ CH3-CH3

2) Br2 첨가: 브롬수의 적갈색이 탈색된다. ⇒ 불포화 결합의 검출

CH2=CH2 + Br2 --→ CH2Br-CH2Br

3) H2O 첨가: CH2=CH2 + H2O --→ CH3CH2OH

(3) 중합반응: 고분자가 생성된다.

n(에틸렌) --→ 폴리에틸렌

(4) 명명법

1) 관용명인 것은 어미에 -ylene을 붙인다.

예) ethane → ethylene

propane → propylene

butane → butylene

2) 이중결합 위치를 숫자로만 표기하고 알칸의 어미 -ane을 -ene로

바꾼다.

3) 사슬의 번호는 이중결합 가까운 탄소부터 붙여 나간다. 이 경우

곁사슬이 있는 경우의 번호 붙이기는 무시한다.

4) 이중결합이 둘이면 어미를 -diene, 셋이면 -triene으로 한다, 5) Alkyne : 알킨은 어미를 -yne로 바꾸는 것 외에는 알켄과 같음.

* 아세틸렌(C2H2)

제법: CaC2 + 2H2O --→ Ca(OH)2 + C2H2

구조: 분자 내 모든 원자가 동일 직선상에 위치하며, 결합각은 180。이다.

3. 방향족 탄화수소

: 고리형 탄화수소에는 시클로펜탄, 시클로헥산, 시클로헥센이 있음.

방향족 탄화수소는 벤젠고리를 가진 화합물을 말한다.

* 벤젠의 구조와 성질

① 탄소 원자 6개가 동일 평면에 있는 평면 6각형의 구조로, 결합각은 120。

② 공명 구조를 이루어 안정하므로 첨가 반응보다 치환 반응이 더 잘

일어남.

③ 탄소 원자간의 결합은 동등하며(1.5중결합), 결합 길이가 같음.

* 벤젠의 공명 구조 설명

⇒ 탄소 원자 사이의 결합 길이: C ― C > 벤젠 > C 〓 C > C ≡ C

* 벤젠의 반응 : 치환 반응이 우세하고 첨가 반응은 어렵게 일어남.

벤젠의 치환 반응

㉠ 할로겐화: C6H6 + Cl2 ----→ C6H5Cl + HCl

진한황산

㉡ 니트로화: C6H6 + HNO3 -------→ C6H5NO2 + H2O

SO3

㉢ 술폰화: C6H6 + H2SO4 -----→ C6H5SO3H + H2O

AlCl3

㉣ 알킬화: C6H6 + CH3Cl -----→ C6H5CH3 + HCl

② 벤젠의 첨가 반응

Ni 햇빛

C6H6 + 3H2 ---→ C6H12, C6H6 + 3Cl2 ---→ C6H6Cl6

(1) 치환기가 하나뿐일 때는 벤젠의 유도체로 명명한다.

페놀(C6H5OH), 클로로벤젠(C6H5Cl), 에틸벤젠(C6H5CH2CH3)

(2) 그러나 다음과 같은 것은 관용명을 사용한다.

톨루엔(C6H5CH3), 스티렌(C6H5CHCH2),

벤질클로라이드(C6H5CH2Cl), 벤조산(C6H5COOH)

(3) 치환기가 두 개 이상이면 두 번째 치환기 위치는 ortho(o), meta(m),

para(p)로 위치를 표기한다.

(4) 치환기가 둘 이상이면 숫자로 표시한다. 번호는 가능한 한 치환기의

번호가 작아지도록 붙인다.

(5) 두 개 이상의 벤젠고리가 결합하여 만들어진 화합물은 고리를 시계

방향으로 회전하면서 번호를 붙인다.

4. 알코올 : R - OH로 나타냄.

* 일반적 성질

◦다른 알코올 분자나 물분자와 수소결합을 형성한다.

◦수소결합 때문에 탄소사슬이 짧은 알코올은 물과 같은 극성 용매에 잘

녹지만 탄소 사슬이 긴 것은 무극성 용매에 잘 녹게 된다.

◦알코올의 극성 -OH기는 수소결합을 형성하여 녹는점과 끓는점을 증가

시키므로 같은 분자량의 알칸보다 녹는점과 끓는점이 높다.

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