brain

화학

순물질과 혼합물

입자 종류가 일정한 순물질과 서로 다른 물질이 섞인 혼합물
같은 종류의 입자만 있는 경우와 서로 다른 물질의 입자가 섞인 경우입니다. 색은 구분용입니다.

화학에서는 물질을 먼저 순물질과 혼합물로 나눈다. 순물질은 성분의 종류와 비율이 일정한 물질이고, 혼합물은 두 가지 이상 물질이 물리적으로 섞인 것이다. 예: 증류수는 순물질에 가깝고, 소금물과 공기는 혼합물이다.

원소와 화합물

순물질은 다시 두 종류로 갈린다. 기준: 화학적 방법으로 더 쪼개지는가.

예: 물 전기분해 → 수소 H₂ + 산소 O₂ (부피비 2:1). 여기서 더 안 쪼개짐 → 원소.

화합물 vs 혼합물 구분:

  혼합물 (소금물) 화합물 (소금 NaCl)
결합 물리적으로 섞임 화학적으로 결합
비율 마음대로 항상 고정 (Na:Cl = 1:1)
분리 물리적 방법 화학적 방법만
성질 원래 성질 유지 완전히 새 성질

핵심: 화합물은 재료의 성질을 안 물려받는다. Na(폭발성 금속) + Cl₂(독가스) → NaCl(식용 소금).

계층: 물질 → 순물질(원소, 화합물) / 혼합물

원자 구조

원소도 더 작은 단위로 쪼갤 수 있다. 화학적 방법으론 안 됨 — 물리학(핵) 영역.

원자 구성 입자 3종:

입자 위치 전하 질량(대략)
양성자 원자핵 + 1
중성자 원자핵 없음 1
전자 핵 바깥, 궤도 − 1/1836

가운데 작고 무거운 핵(양성자+중성자), 주위를 가벼운 전자가 돈다. 원자 크기 대부분은 빈 공간.

원소를 결정하는 건 양성자 수 하나뿐 — 원자번호(Z). 양성자 1개=수소, 6개=탄소, 8개=산소. 중성자 수는 같은 원소라도 다를 수 있음(동위원소). 전자 수는 보통 양성자 수와 같아 전체 전하 0(중성 원자).

계층: 원자 → 원자핵(양성자, 중성자) / 전자

주기율표

원소 118개를 원자번호(양성자 수) 순서로 배열. 성질 비슷한 원소끼리 같은 세로줄에 오게 짜여 있다.

가로줄 = 주기(period): 왼쪽→오른쪽, 원자번호 1씩 증가. 주기 끝나면 다음 줄로 — 전자가 새 껍질 채우기 시작.

세로줄 = 족(group): 같은 족은 최외각 전자 수(가전자)가 같아 화학적 성질 비슷. 배열 기준은 원자번호지만 결과로 나온 세로 정렬이 성질을 묶어줌.

대표 족:

전자 배치

전자는 정해진 껍질(에너지 준위)에 순서대로 채워진다. 1번째 껍질부터 꽉 채우고 다음 껍질로.

껍질별 최대 수용 전자 수: 1번째 2개, 2번째 8개, 3번째 8개(원소 20번까지는).

예시:

주기율표와 연결: 주기(가로줄) = 몇 번째 껍질까지 쓰는지(나트륨은 3주기). 족(세로줄) = 최외각 전자 수(나트륨·리튬 둘 다 최외각 1개 → 1족).

최외각 전자가 화학반응을 담당(안쪽 껍질은 핵에 가려 반응에 안 낌). 나트륨이 전자 1개를 쉽게 내주는 이유 — 내주면 그 아래 꽉 찬 껍질이 최외각이 되어 안정(옥텟 규칙 예고).

이온 결합

나트륨에서 염소로 전자가 이동해 양이온과 음이온이 됨
Na가 전자 하나를 Cl에 주어 Na⁺와 Cl⁻가 되는 과정을 단순화했습니다.

원자는 최외각 전자를 8개(또는 2개)로 채워 안정해지려 한다 — 옥텟 규칙. 전자를 통째로 주거나 뺏어서 채우는 방식이 이온 결합.

Na(2,8,1) + Cl(2,8,7) 반응: Na가 전자 1개를 Cl에 준다.

이온 = 전자를 잃거나 얻어 전하를 띠게 된 원자. 잃으면 양이온(+), 얻으면 음이온(−).

Na⁺과 Cl⁻은 전하가 반대라 정전기적 인력으로 끌어당김 — 이온 결합. NaCl(소금) 생성.

이온 결합은 분자를 안 만든다. 물 분자처럼 콕 집을 하나의 단위가 없고, Na⁺과 Cl⁻이 3차원으로 규칙적으로 쌓여 거대한 결정을 이룬다 — 소금 결정이 딱딱하고 녹는점 높은 이유(결합력이 전체 결정 구조를 붙잡음).

일반 패턴: 금속(전자 내주기 쉬움, 왼쪽 족) + 비금속(전자 받기 쉬움, 오른쪽 족) → 이온 결합. 1족+17족이 대표 조합(1개 주고 1개 받으면 둘 다 옥텟 완성).

공유 결합

수소 원자 두 개가 전자쌍을 공유하는 H₂
H₂에서 수소 원자 두 개가 전자쌍을 공유합니다. 원자 궤도의 실제 모양은 아닙니다.

비금속끼리 만나면 둘 다 전자를 받고 싶어해 뺏을 수 없다. 대신 전자쌍을 공유해 둘 다 옥텟을 채운다.

H₂ 예: H 원자는 최외각(1번째 껍질)에 전자 1개, 정원 2개라 1개 모자람. H 두 개가 전자 1개씩 내놓고 공유 → 둘 다 공유 전자쌍을 자기 것처럼 계산해 2개 채운 걸로 침.

이렇게 묶인 원자 덩어리가 분자. 이온 결합과 달리 분자 하나를 콕 집어낼 수 있다(H₂ 하나, H₂O 하나).

H₂O: O(2,6)는 최외각 6개, 2개 모자람. H 두 개가 각각 O와 전자쌍 하나씩 공유해 O도 H도 옥텟(H는 2개) 완성.

이온 결합 vs 공유 결합:

  이온 결합 공유 결합
조합 금속 + 비금속 비금속 + 비금속
전자 완전히 이동 공유
단위 분자 없음, 거대 결정 분자 있음
예 NaCl H₂O, CO₂, O₂

전자쌍 여러 개 공유도 가능: O₂는 2쌍(이중 결합), N₂는 3쌍(삼중 결합) — N₂가 매우 안정해 공기 78% 차지해도 반응 잘 안 하는 이유.

화학반응식

반응물 → 생성물 형태로 쓴다. 화살표 왼쪽 반응 전, 오른쪽 반응 후.

틀린 예: H₂ + O₂ → H₂O — 왼쪽 O 2개, 오른쪽 O 1개, 원자가 사라짐. 화학반응은 원자를 새로 만들거나 없애지 못한다(질량 보존 법칙). 반응 전후 원자 개수가 양쪽에서 같아야 함.

균형 맞추기: 분자식 자체(아래첨자)는 못 바꾼다(H₂O를 H₂O₂로 바꾸면 다른 물질). 바꿀 수 있는 건 분자 앞 계수(정수 배수)뿐.

2H₂ + O₂ → 2H₂O — 왼쪽 H 4, O 2 / 오른쪽 H 4, O 2. 균형 맞음.

세는 요령: 계수 × 아래첨자 = 그 원소 총 원자 수(2H₂O → H 2×2=4, O 2×1=2).

메탄 연소 예: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O — 왼쪽 C1 H4 O4 / 오른쪽 C1 H4 O4(2+2). 맞음.

요령: 가장 복잡한 분자(원자 종류 많은 것) 계수 1로 고정 후 나머지 조정. 탄소→수소→산소 순으로 맞추면 편함(산소는 여러 데 걸쳐 있어 마지막에).

반응 종류 분류

  1. 화합 반응(Synthesis) A + B → AB — 둘 이상이 합쳐 하나로. 2H₂ + O₂ → 2H₂O
  2. 분해 반응(Decomposition) AB → A + B — 화합의 역방향, 열·전기·빛 필요. 2H₂O → 2H₂ + O₂(전기분해)
  3. 치환 반응(Single displacement) A + BC → AC + B — 한 원소가 화합물 속 다른 원소를 밀어내고 대신 들어감. Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂
  4. 복분해 반응(Double displacement) AB + CD → AD + CB — 두 화합물이 서로 짝 교환. 이온성 물질끼리 흔함. AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃
  5. 연소 반응(Combustion) — 탄화수소 + O₂ → CO₂ + H₂O, 항상 산소 필요·열/빛 방출. CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

구분 요령: 왼쪽 여러→오른쪽 1개=화합, 왼쪽 1개→오른쪽 여러=분해, 원소가 화합물에 파고듦=치환, 화합물끼리 성분 교환=복분해, O₂ 붙고 CO₂+H₂O 나옴=연소.

산과 염기

물에 녹였을 때 내놓는 이온으로 구분.

산(Acid): 물에 녹아 수소 이온(H⁺)을 내놓는 물질. HCl → H⁺ + Cl⁻, H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻ 염기(Base): 물에 녹아 수산화 이온(OH⁻)을 내놓는 물질. NaOH → Na⁺ + OH⁻, KOH → K⁺ + OH⁻

pH 척도(0~14)로 산성/염기성 표현. pH 7=중성. pH<7 산성(작을수록 강산, 위산 1~2). pH>7 염기성(클수록 강염기, 표백제 12~13).

pH는 로그 척도 — pH 1 차이 = H⁺ 농도 10배 차이. pH 3은 pH 5보다 H⁺ 100배 많음.

중화 반응: 산 + 염기 → 물 + 염. H⁺과 OH⁻이 만나 H₂O, 남은 이온끼리 짝지어 염. HCl + NaOH → NaCl + H₂O — H⁺ + OH⁻ → H₂O가 핵심, NaCl은 부산물.

몰(mole)

원자·분자 개수가 너무 많아 묶음 단위로 센다.

1몰 = 6.02×10²³개(아보가드로 수, Nₐ). 이 숫자는 1몰의 질량(그램 수)이 원자량과 정확히 일치하게 정해짐.

원자량 연결: 탄소 원자량 12 → 탄소 12g = 1몰. 산소 16 → 16g = 1몰. 수소 1 → 1g = 1몰.

분자량(원자량 합)도 동일: H₂O 분자량 = 1×2+16 = 18 → 물 18g = 1몰 = 분자 6.02×10²³개.

반응식 계수는 몰 비율이기도 함: 2H₂ + O₂ → 2H₂O는 “수소 2몰 + 산소 1몰 → 물 2몰”. 그램 수 측정 → 몰 환산 → 반응식 비율 적용 → 그램 재환산, 이 흐름이 화학량론(stoichiometry)의 핵심.

산화-환원 반응 (Redox)

이온 결합의 전자 이동을 일반화한 개념. 완전 이동이 아니라 전자가 한쪽으로 쏠리기만 해도 산화-환원.

산화(Oxidation) = 전자를 잃음. 환원(Reduction) = 전자를 얻음. 암기: LEO(Lose Electron=Oxidation)가 GER(Gain Electron=Reduction)에게 말한다.

산화와 환원은 항상 짝으로 일어남 — 누가 잃으면 반드시 누가 받음.

2Na + Cl₂ → 2NaCl: Na는 전자 잃음(0→+1)=산화, Cl은 전자 얻음(0→−1)=환원. 이온 결합은 산화-환원의 극단적(전자 완전 이동) 케이스.

공유 결합에서도 발생: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O에서 탄소는 산소 쪽에 전자 뺏기는 쪽(산화), 산소는 끌어당기는 쪽(환원) — 전자가 완전히 안 넘어가도 더 많이 끌어당기는 쪽으로 쏠리면 산화-환원으로 침(전기음성도로 판단).

산화제(oxidizing agent) = 남을 산화시킴, 자기는 환원됨 — 예: Cl₂, O₂ 환원제(reducing agent) = 남을 환원시킴, 자기는 산화됨 — 예: Na, CH₄ (이름은 상대방에게 시키는 역할 기준 — 헷갈리기 쉬움)

연소·부식(녹슬기)·배터리 전부 산화-환원 반응. 철이 녹스는 것도 Fe가 O₂에 전자를 뺏기는 산화.

전기음성도

공유 결합에서 전자쌍이 어느 쪽으로 쏠리는지 숫자로 판단하는 척도. 폴링 척도 0.7(세슘)~4.0(불소).

주기율표 규칙: 오른쪽 위로 갈수록 증가(18족 비활성기체 제외). 가로: 왼쪽→오른쪽 증가. 세로: 아래→위 증가(껍질 적을수록 핵이 전자를 더 세게 끌어당김).

최강 불소(4.0), 다음 산소(3.5), 질소·염소(3.0).

전기음성도 차이로 결합 성격 구분:

차이 결합 성격 예
0 무극성 공유 결합 H₂, O₂, Cl₂
0 초과~1.7 미만 극성 공유 결합 H₂O, HCl
1.7 이상 이온 결합 NaCl(차이 2.1)

이온 결합과 공유 결합은 딱 나뉜 두 종류가 아니라 전기음성도 차이라는 하나의 축 위의 스펙트럼.

물(H₂O) 예: O(3.5)가 H(2.1)보다 전기음성도 높아 공유 전자쌍을 더 세게 당김 → O 쪽 δ−(부분 음전하), H 쪽 δ+(부분 양전하). 이 부분 전하가 물이 극성 분자인 이유 — 용해력·표면장력·얼음이 물에 뜨는 성질의 출발점.

분자 간 힘 — 수소 결합과 물의 특이성

이온·공유 결합은 분자를 만드는 힘. 분자 간 힘은 분자와 분자 사이를 붙잡는 힘(훨씬 약함) — 끓는점·어는점·상태를 결정.

세기 순서:

  1. 분산력(London dispersion force) — 모든 분자에 존재, 가장 약함. 순간 유도 쌍극자. 분자 클수록(전자 많을수록) 강해짐.
  2. 쌍극자-쌍극자 힘 — 극성 분자끼리(δ+, δ− 있음) 반대 극 인력.
  3. 수소 결합 — 쌍극자-쌍극자의 강한 버전. 조건: H가 N, O, F에 직접 결합. 이 셋 전기음성도 매우 높아 δ+/δ− 편차 크고, H가 작아 이웃 분자에 가깝게 접근 가능.

물(H₂O): O-H 두 개, 조건 충족. δ− O가 옆 물 분자의 δ+ H를 끌어당겨 사슬처럼 얽힘.

수소 결합이 만드는 물의 특이 성질:

상태 변화

물질 상태(고체/액체/기체)는 분자 간 힘 vs 열운동의 줄다리기로 결정.

온도 = 입자 평균 운동 에너지. 온도 오르면 열운동이 세져 분자 간 힘을 이기기 시작 → 고체→액체→기체.

상태 변화 이름: 고체→액체 융해, 액체→고체 응고, 액체→기체 기화, 기체→액체 액화, 고체→기체/기체→고체 승화(양방향 다 승화).

분자 간 힘 강할수록 끓는점 높음: 수소 결합 있는 물(100°C) vs 없는 비슷한 크기 메탄 CH₄(−162°C). 물이 예외적으로 넓은 액체 범위(0~100°C)를 갖는 이유.

상태 변화 중엔 온도가 안 오름(잠열, latent heat) — 얼음이 녹는 동안(0°C 유지) 넣는 열은 온도를 올리는 게 아니라 분자 간 힘을 끊는 데 쓰임. 다 끊고 나서야 온도 다시 오름.

반응 속도

반응식은 무엇이 무엇 되는지만 말함, 얼마나 빨리는 안 알려줌. 이걸 다루는 게 반응 속도론.

충돌 이론 — 반응 일어나려면 두 조건 다 필요: 1) 적절한 방향으로 충돌, 2) 충분한 에너지(활성화 에너지 Ea 이상)로 충돌.

활성화 에너지(Ea): 반응물이 생성물 되기 전 넘어야 하는 에너지 언덕.

속도 영향 요인:

촉매: 반응물도 생성물도 아님, 반응 끝나면 그대로 남아 소모 안 됨. Ea 언덕을 낮은 우회로로 바꿔줌.

화학 평형

가역 반응(reversible reaction): 정반응·역반응 둘 다 일어남. N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃

평형 = 반응이 멈춘 게 아니라 정반응 속도 = 역반응 속도가 된 상태. 미시적으론 계속 반응 중, 만들어지는 양=없어지는 양이라 겉보기 농도 고정.

르 샤틀리에 원리: 평형에 외부 변화(농도·온도·압력)를 주면 그 변화를 상쇄하는 방향으로 평형 이동.

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ + 열 예:

실용: 하버법(암모니아 대량 생산)이 이 원리 이용 — 고압으로 정반응 밀어 NH₃ 수율 올림(저온은 수율엔 유리하나 너무 느려 실제론 약 400~500°C + 철 촉매로 절충)(비료 생산 핵심 공정).

유기화학 입문

탄소 화합물만 다루는 분야. 탄소가 만드는 화합물 종류가 나머지 원소 전부 합친 것보다 많음(수백만 종).

탄소(C, Z=6) 전자 배치 2,4 — 최외각 4개, 공유 결합 4개 가능(결합 손이 많음).

카테네이션(catenation): 탄소는 탄소끼리 사슬·고리를 길게 만들 수 있음. CH₃-CH₂-CH₂-CH₃(부탄). 다른 원소는 이 정도로 자기들끼리 못 이어짐 — 탄소 화합물 다양성의 근원.

탄화수소(탄소+수소만):

종류 결합 예 특징
알케인(alkane) 단일(C-C) 메탄 CH₄, 에탄 C₂H₆ -ane
알켄(alkene) 이중(C=C) 에틸렌 C₂H₄ -ene
알카인(alkyne) 삼중(C≡C) 아세틸렌 C₂H₂ -yne

탄소 개수 접두어: meth-(1) eth-(2) prop-(3) but-(4) pent-(5) hex-(6). 메탄=탄소1, 에탄=탄소2, 프로판=탄소3.

작용기(functional group) — 탄화수소 뼈대에 붙어 성질을 결정:

이성질체

같은 분자식이지만 연결 방식이 달라 완전히 다른 물질이 되는 화합물 — 이성질체(isomer).

부탄 C₄H₁₀ 예: 노말부탄(곧은 사슬 CH₃-CH₂-CH₂-CH₃)과 이소부탄(가지 달림) — 분자식 동일, 끓는점 다름(각각 −0.5°C, −11.7°C).

탄소 개수 늘수록 이성질체 수 폭발적 증가: C₄H₁₀는 2개, C₁₀H₂₂는 75개, C₃₀H₆₂는 40억 개 이상. 탄소 개수만으로 화합물이 안 정해짐 — 연결 구조가 진짜 정체성.

분자식(원자 개수만, C₄H₁₀) vs 구조식(연결 방식까지, CH₃-CH₂-CH₂-CH₃) — 분자식만 보고 물질 하나로 특정 불가.

몰 농도

용액의 진하기를 숫자로: 몰 농도(M) = 용질의 몰수(mol) / 용액의 부피(L). 단위 mol/L.

예: NaCl 1몰을 녹여 전체 부피 2L → M = 1/2 = 0.5M.

부피는 용액 전체 기준(물만이 아님) — 용질 넣고 최종 부피를 맞춤(메스플라스크로 눈금까지).

희석 공식: M₁V₁ = M₂V₂ (희석 전후 용질 몰수는 안 변함, 부피만 늘어남). 예: 2M 100mL를 0.5M로 → V₂ = 2×100/0.5 = 400mL(물 300mL 추가).

화학량론 연결: HCl + NaOH → NaCl + H₂O에서 1M HCl 50mL와 반응할 NaOH 몰수 = M×V = 0.05몰(계수 1:1이니 NaOH도 0.05몰). 부피·농도만 재도 화학량론 계산 가능 — 실험실에서 저울 대신 피펫 쓰는 이유.

기체 법칙

기체는 분자 간 힘이 거의 무시될 정도로 약해 4개 변수(P 압력, V 부피, T 온도, n 몰수)로 행동 예측.

보일 법칙(T·n 고정): P와 V 반비례. P₁V₁ = P₂V₂ 샤를 법칙(P·n 고정): V와 T 비례(T는 켈빈). V₁/T₁ = V₂/T₂ 아보가드로 법칙(P·T 고정): V와 n 비례 — 같은 온도·압력이면 기체 종류 상관없이 같은 부피엔 같은 분자 수.

이상 기체 방정식(셋 통합): PV = nRT, R=0.0821 L·atm/(mol·K).

예: 1몰, 0°C(273K), 1atm → V = 1×0.0821×273/1 ≈ 22.4L. “표준상태 기체 1몰 = 22.4L”의 근거.

분자 운동론 설명: 기체 분자가 벽에 부딪혀 압력 생성. 온도↑→분자 속도↑→충돌 세짐/잦아짐→압력↑(부피 고정 시). 부피↓→분자가 좁은 공간에 갇힘→충돌 빈도↑→압력↑(보일 법칙).

열화학

화학 결합은 에너지를 저장. 결합을 끊는 데는 에너지 필요(흡수), 결합이 생길 땐 에너지 방출. 반응의 발열/흡열은 이 둘의 순수 차이.

발열 반응(Exothermic): 방출>흡수, 열을 주변에 내보냄(주변 온도↑). 예: 연소, 중화 반응 대부분. 흡열 반응(Endothermic): 흡수>방출, 주변에서 열을 뺏음(주변 온도↓). 예: 얼음 녹기, 광합성, 냉각팩(질산암모늄 용해).

발열: 생성물 에너지가 반응물보다 낮음 → 차이만큼 열 방출. 흡열: 생성물 에너지가 반응물보다 높음 → 차이만큼 열 흡수.

엔탈피(H): 물질이 갖는 에너지량. 반응 엔탈피 변화 ΔH. ΔH<0 발열, ΔH>0 흡열.

활성화 에너지(Ea)와 구분: Ea는 반응이 시작되려면 넘어야 하는 언덕(속도 관련). ΔH는 반응 끝나고 최종 에너지 차이(발열/흡열 여부). 발열 반응도 Ea는 있음 — 산불도 불씨(Ea)는 필요.

전기화학

산화-환원 반응을 공간적으로 분리하면 전자가 도선을 타고 흐르게 만들 수 있음 — 전지의 원리.

갈바니 전지(아연-구리) 구조:

전자는 아연 전극에서 도선 타고 구리 전극으로 이동 — 이 흐름이 전류.

염다리(salt bridge): 아연 쪽 양이온 과잉, 구리 쪽 음전하 과잉 되는 걸 막아 양쪽 전하를 중성 유지, 반응 지속시킴.

전체 반응 Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu은 그냥 치환 반응. 차이는 직접 접촉시키면 열만 나고 끝, 공간 분리해 전자를 도선으로 강제하면 전기로 뽑아 씀.

전지 vs 전기분해(방향 반대):