일반화학 — 2강: 화학 반응과 열화학·화학 평형

화학 반응식과 양론

화학 반응식 균형 맞추기:
→ 반응물과 생성물의 원자 수 동일하게
→ 계수는 최소 정수비

예시: 메탄 연소
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
→ C: 1=1 / H: 4=4 / O: 4=4 (균형)

몰(Mole) 계산:
→ 1 mol = 아보가드로 수 = 6.022 × 10²³ 개
→ mol = 질량(g) / 몰질량(g/mol)
→ 이상기체: PV = nRT (R = 8.314 J/mol·K)

화학 양론 계산 순서:
① 반응식 균형
② 주어진 물질의 mol 계산
③ 계수비로 목표 물질 mol 계산
④ 목표 물질 질량·부피 계산

한계 반응물 (Limiting Reactant):
→ 반응을 먼저 소모시켜 반응 종결
→ 가장 적은 mol 비율의 반응물
→ 이론 수득량 계산에 사용

수득률 (%):
→ (실험 수득량 / 이론 수득량) × 100
→ 100% 이하 (실제 손실 발생)

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열화학

열역학 기본 개념:
→ 계(System): 반응이 일어나는 부분
→ 주변(Surroundings): 나머지 환경
→ 발열 반응: 열 방출 (ΔH < 0)
→ 흡열 반응: 열 흡수 (ΔH > 0)

엔탈피 (Enthalpy, H):
→ 일정 압력에서의 열 변화량
→ ΔH = H(생성물) − H(반응물)
→ 상태 함수 (경로 무관, 시작·끝 상태만 중요)

표준 생성 엔탈피 (ΔHf°):
→ 표준 상태 원소에서 1 mol 물질 생성 시 엔탈피 변화
→ 원소 표준 상태: ΔHf° = 0

헤스의 법칙 (Hess's Law):
→ 반응 경로에 무관하게 총 엔탈피 변화는 일정
→ 여러 단계 반응을 더하면 전체 ΔH 계산 가능

활용 예시:
→ C + O2 → CO2      ΔH1
→ C + ½O2 → CO     ΔH2
→ CO + ½O2 → CO2   ΔH3 = ΔH1 − ΔH2

결합 에너지:
→ 공유결합 1 mol 끊는 데 필요한 에너지
→ ΔH(반응) = Σ(끊어진 결합) − Σ(형성된 결합)
→ 결합 형성: 에너지 방출 (음수)

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화학 평형

가역 반응과 평형:
→ aA + bB ⇌ cC + dD
→ 정반응 속도 = 역반응 속도 → 평형 상태

평형 상수 Kc:
→ Kc = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b
→ 온도의 함수 (온도 변화 시만 변함)
→ Kc >> 1: 생성물 쪽으로 치우침
→ Kc << 1: 반응물 쪽으로 치우침

기체 평형 상수 Kp:
→ Kp = Kc (RT)^Δn
→ Δn = 기체 생성물 mol − 기체 반응물 mol

반응 지수 Q:
→ 현재 농도를 Kc 식에 대입한 값
→ Q < Kc: 정반응 진행 (생성물 쪽으로)
→ Q > Kc: 역반응 진행 (반응물 쪽으로)
→ Q = Kc: 평형 상태

르샤틀리에 원리 (Le Chatelier's Principle):
→ 평형 상태에 변화를 가하면 그 변화를 줄이는 방향으로 이동

변화 요인:
→ 농도 증가: 반응물 증가 → 정반응 방향
→ 압력 증가: 기체 mol 수 적은 쪽으로
→ 온도 증가: 흡열 반응 방향 (Kc 변함)
→ 촉매: 평형 위치 불변 (속도만 증가)

암모니아 합성 (하버 공정):
N2 + 3H2 ⇌ 2NH3   ΔH = −92 kJ (발열)
→ 높은 압력: 평형 오른쪽 (유리)
→ 낮은 온도: 평형 오른쪽이나 반응 느림
→ 실제 조건: ~500°C, ~200 atm, Fe 촉매 (타협점)

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산·염기 이론

아레니우스(Arrhenius) 이론:
→ 산(Acid): 수용액에서 H⁺ 이온 내놓는 물질
  HCl → H⁺ + Cl⁻
→ 염기(Base): 수용액에서 OH⁻ 이온 내놓는 물질
  NaOH → Na⁺ + OH⁻
→ 한계: 수용액에만 적용

브뢴스테드-로리(Brønsted-Lowry) 이론:
→ 산: 양성자(H⁺) 공여체 (proton donor)
→ 염기: 양성자(H⁺) 수용체 (proton acceptor)
→ 공액 산-염기 쌍: 양성자 주고받은 관계

예시:
NH3 + H2O ⇌ NH4⁺ + OH⁻
→ H2O: 산 (H⁺ 줌) / OH⁻: H2O의 공액 염기
→ NH3: 염기 (H⁺ 받음) / NH4⁺: NH3의 공액 산

루이스(Lewis) 이론:
→ 산: 전자쌍 받는 물질 (Lewis acid)
→ 염기: 전자쌍 주는 물질 (Lewis base)
→ 가장 넓은 정의 (비양성자 반응 포함)

수소 이온 농도와 pH:
→ Kw = [H⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ (25°C)
→ pH = −log[H⁺]
→ 중성: pH = 7 / 산성: pH < 7 / 염기성: pH > 7
→ pOH = −log[OH⁻], pH + pOH = 14

강산·강염기 (완전 해리):
강산: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4
강염기: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2

약산 평형:
→ HA ⇌ H⁺ + A⁻
→ Ka = [H⁺][A⁻] / [HA]
→ pKa = −log Ka (작을수록 강한 산)

완충 용액:
→ 약산 + 그 짝염기 혼합
→ pH 변화에 저항
→ Henderson-Hasselbalch:
  pH = pKa + log([A⁻]/[HA])

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산화·환원 반응

산화·환원의 정의:
→ 산화(Oxidation): 전자를 잃음, 산화수 증가
→ 환원(Reduction): 전자를 얻음, 산화수 감소
→ OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain
→ 산화제: 자신은 환원 (상대를 산화시킴)
→ 환원제: 자신은 산화 (상대를 환원시킴)

산화수 규칙:
→ 단체 원소: 0
→ 단원자 이온: 이온 전하와 같음
→ O 산화수: −2 (예외: H2O2에서 −1)
→ H 산화수: +1 (금속 수소화물은 −1)
→ 화합물 전체 산화수 합: 중성=0, 이온=전하

반쪽 반응 균형 맞추기 (산성 용액):
① 원자 균형 (O는 H2O, H는 H⁺ 추가)
② 전자 균형 (전자 수 맞추기)
③ 두 반쪽 반응 합산

전기화학 전지 (갈바니 전지):
→ 산화전극(Anode): 산화 반응, 전자 방출 (−)
→ 환원전극(Cathode): 환원 반응, 전자 수용 (+)
→ 전위차: 표준 환원 전위 차이로 계산

표준 전지 전위:
→ E°cell = E°cathode − E°anode
→ E°cell > 0: 자발적 반응

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자주 묻는 질문

Q. 평형 상수와 반응 속도 상수는 어떻게 다른가요? A. 평형 상수(K)는 열역학적 개념으로 반응의 평형 위치를 나타내며 온도에만 의존합니다. 반응 속도 상수(k)는 동역학적 개념으로 반응이 얼마나 빠르게 진행되는지를 나타내며 온도, 촉매, 활성화 에너지에 영향받습니다. K가 크더라도 활성화 에너지가 높으면 반응이 매우 느릴 수 있습니다. 예를 들어 다이아몬드가 흑연보다 열역학적으로 불안정하지만(K가 흑연 쪽에 유리), 반응이 극히 느려서 실제로는 안정한 것처럼 보입니다.

Q. 완충 용액은 어떤 원리로 작동하나요? A. 완충 용액에는 약산(HA)과 그 짝염기(A⁻)가 함께 들어 있습니다. 강산을 추가하면 A⁻가 H⁺를 흡수해 HA로 변환되어 pH 변화가 최소화됩니다. 강염기를 추가하면 HA가 H⁺를 내놓아 OH⁻를 중화하고 A⁻가 됩니다. 완충 용량은 약산과 짝염기의 농도가 같을 때(pH = pKa) 최대가 됩니다. 혈액(pH 7.4)이 대표적인 생체 완충 용액으로, 탄산/중탄산 완충계가 작용합니다.