이론화학 ΔH와 mol

CO₂의 분자량은 12+16×2=44이므로 0.50 mol의 질량은 44×0.50=22 g이다. 44 g은 1 mol과 혼동하게 만드는 함정이다. 「질량＝몰 질량×물질량」을 기계적으로 대입하자.

표준 상태에서 기체 1 mol은 약 22.4 L를 차지하므로 11.2÷22.4=0.50 mol이다. 22.4÷11.2=2.0처럼 거꾸로 나누는 실수가 단골이다. 「부피÷22.4」라는 나눗셈의 방향을 외워 두자.

몰 농도×부피(L)＝물질량이므로 0.20×0.500=0.10 mol이다. 500 mL를 0.5 L로 고치는 것을 잊고 0.20 mol이라고 답하는 것이 전형적인 실수다. mL→L 환산을 가장 먼저 해 두는 것이 요령이다.

용액 1 L＝1000 cm³의 질량은 1800 g이고, 그중 98%가 H₂SO₄이므로 1764 g이며, 이를 분자량 98로 나누면 18 mol/L이다. 밀도를 곱하는 것을 잊으면 1.8 같은 오답이 나온다. 「1 L를 잡아 질량→용질의 질량→mol」의 3단계로 풀자.

PV=nRT에서 n=PV/RT=(8.3×10⁴×3.0)/(8.3×10³×300)=0.10 mol이다. 온도를 27 그대로 대입하면 자릿수가 어긋난다. 절대 온도 T=27+273=300 K로 고치는 것이 철칙이다.

물 분자 1개에는 H 원자가 2개 들어 있으므로 6.0×10²³×2=1.2×10²⁴ 개이다. 6.0×10²³은 「분자의 개수」와 혼동하게 만드는 함정이다. 「분자 수×분자 속 원자 수」를 잊지 말자.

몰 분율로 가중 평균하면 28×0.80＋32×0.20＝22.4＋6.4＝28.8이다. 단순 평균인 30.0이 가장 큰 함정이다. 공기의 평균 분자량이 약 29라는 것도 함께 외워 두면 검산에 쓸 수 있다.

체심 입방 격자에서는 중심의 원자가 정육면체의 꼭짓점 원자 8개와 접하므로 배위수는 8이다. 12는 면심 입방 격자・육방 최밀 구조의 배위수여서 혼동하기 쉽다. 「체심＝8, 면심・육방＝12」로 짝지어 외우자.

꼭짓점 8곳×1/8＋면의 중심 6곳×1/2＝1＋3＝4개이다. 꼭짓점이나 면의 원자를 통째로 1개로 세면 8이나 6이 된다. 단위 격자의 「나눠 갖기（꼭짓점 1/8, 면 1/2, 모서리 1/4）」를 반드시 쓰자.

흑연은 각 탄소의 원자가 전자 4개 중 1개가 평면 구조 안을 자유롭게 움직일 수 있어 전기를 통한다. 같은 탄소라도 다이아몬드는 모든 전자가 결합에 쓰여 절연체이다. 「흑연만이 공유 결합 결정의 예외」로 외워 두자.

전기 음성도가 큰 O에 결합한 H가 이웃 분자의 O와 수소 결합을 만들기 때문에, 떼어 놓는 데 큰 에너지가 필요하다. 공유 결합의 세기는 끓는점（분자끼리 떼어 놓는 이야기）과는 별개이므로 함정에 걸리지 말자. 「F・O・N에 붙은 H는 수소 결합」으로 외우자.

N의 비공유 전자쌍을 H⁺에게 한쪽에서만 제공하여 생기는 것이 배위 결합이다. 일단 만들어진 뒤에는 다른 N–H 공유 결합과 전혀 구별할 수 없다는 점도 자주 출제된다. 「한쪽이 전자쌍을 내놓는 공유 결합＝배위 결합」으로 정리하자.

면심 입방에서는 면의 대각선 위에서 원자가 서로 접하며, 대각선의 길이 √2a가 반지름 4개분과 같다. √3a는 체심 입방（정육면체의 대각선에서 접함）의 관계로, 가장 자주 나오는 함정이다. 「면심은 면의 대각선, 체심은 입체 대각선」이라고 그림으로 외우자.

발열 반응에서는 계가 에너지를 방출하여 계의 엔탈피가 줄어들므로 ΔH는 음수이다. 예전 방식의 열화학 반응식에서는 발열을 ＋Q로 썼기 때문에 부호가 반대여서, 가장 헷갈리기 쉬운 지점이다. 「빠져나가니까 마이너스」로 외우자.

1 mol당 891 kJ의 발열이므로 0.50 mol에서는 891×0.50≒446 kJ이다. ΔH가 음수여도 「발생하는 열량」은 양의 값으로 답한다는 점에 주의하자. 「열량＝|ΔH|×mol」로 처리하면 된다.

구하려는 반응＝(식1)−(식2)이므로 ΔH＝−394−(−283)＝−111 kJ이다. 두 식을 더해서 −677이라고 하는 것이 전형적인 실수다. 「CO₂가 지워지도록 식을 빼기」라는 헤스 법칙의 조작을 의식하자.

촉매는 활성화 에너지가 낮은 다른 경로를 제공하여 고개를 넘을 수 있는 분자의 비율을 늘린다. ΔH（출발점과 도착점의 차이）는 촉매로 바뀌지 않는다는 점이 단골 함정이다. 「촉매는 고개를 낮출 뿐, 골짜기의 깊이는 바꾸지 않는다」고 그려 보자.

온도가 올라가면 분자의 운동 에너지 분포가 높은 에너지 쪽으로 퍼져, 고개를 넘을 수 있는 분자의 비율이 급격히 늘어난다. 활성화 에너지 자체는 온도로 바뀌지 않는다（바꾸는 것은 촉매다）. 「온도→비율이 늘어난다, 촉매→고개가 낮아진다」로 구분해서 외우자.

질산 암모늄의 용해는 주위에서 열을 빼앗는 흡열 변화로, 냉각 팩에도 이용된다. 연소・중화・금속의 산화는 모두 대표적인 발열 반응이다. 「차가워지는 팩＝NH₄NO₃의 용해＝ΔH＞0」으로 묶어서 외우자.

압력을 높이면 그 압력을 낮추려고 기체의 총분자 수가 줄어드는 방향（왼쪽 4분자→오른쪽 2분자）으로 이동한다. 압력을 바꾸어도 평형 상수는 변하지 않는다는 점에 주의하자. 「르샤틀리에＝변화를 상쇄하는 방향」으로 판단하면 된다.

가열하면 열을 흡수하여 온도 상승을 상쇄하는 흡열 방향（역반응, 왼쪽）으로 이동한다. 「온도를 올리면 빨리 진행되니까 오른쪽」이 아니다. 반응 속도와 평형의 이동은 서로 다른 문제라고 갈라 놓는 것이 요령이다.

촉매는 정반응과 역반응의 속도를 똑같은 배율로 빠르게 하므로, 평형의 위치도 평형 상수도 변하지 않는다. 「촉매로 NH₃의 수득량이 늘어난다」고 생각하는 것이 전형적인 오답이다. 촉매의 이점은 「평형에 빨리 도달한다」는 것뿐이라고 외우자.

평형 상수는 「생성물／반응물」이고, 각 농도에 계수를 지수로 붙인다. 계수를 곱셈으로 쓰거나 지수를 빠뜨리는 것이 단골 실수다. 「계수는 어깨 위에 올린다」고 되뇌며 식을 세우자.

HI가 1.6 mol 생겼으므로 반응한 H₂와 I₂는 각각 0.80 mol이고, 남은 것은 각각 0.20 mol이다. K＝(1.6)²／(0.20×0.20)＝2.56／0.04＝64（이 반응은 양쪽의 분자 수가 같아 부피가 약분된다）. 「반응량 x의 표를 만든다」가 평형 계산의 정석이며, HI＝2x를 x로 잘못 두면 16 같은 답이 나온다.

[H⁺]＝농도×이온화도＝0.10×0.010＝1.0×10⁻³ mol/L이므로 pH＝3이다. 이온화도를 무시하고 강산처럼 pH＝1이라고 하는 것이 가장 큰 함정이다. 「약산은 cα, 강산은 농도 그대로」로 나누어 쓰자.

pH＝12이면 [H⁺]＝10⁻¹² mol/L이고, 이온곱으로부터 [OH⁻]＝10⁻¹⁴÷10⁻¹²＝10⁻² mol/L이다. [H⁺]의 값을 그대로 답하는 10⁻¹²가 함정이다. 「pH＋pOH＝14」를 쓰면 pOH＝2라고 곧바로 답할 수 있다.

H를 ＋1, O를 −2로 두면 (＋1)×2＋S＋(−2)×4＝0에서 S＝＋6이다. SO₂의 ＋4나 H₂S의 −2와 혼동하기 쉽다. 「화합물 전체의 산화수 합＝0」에서 거꾸로 구하는 것이 기본이다.

O를 −2로 두면 Mn＋(−2)×4＝−1에서 Mn＝＋7이다. 이온에서는 「합＝이온의 전하」로 두어야 하는데 이를 잊고 ＋8 쪽으로 어긋나는 실수가 많다. KMnO₄가 강력한 산화제인 것은 Mn이 최고 산화수 ＋7이기 때문이라고, 이유까지 함께 외우자.

이온화 경향이 H₂보다 큰 금속만이 묽은 산과 반응하여 수소를 낸다. Zn은 H보다 왼쪽, Cu는 H보다 오른쪽에 있으므로 Cu는 녹지 않는다. 「칼카나마 알아철니 주납수 구수은백금」（K＞Ca＞Na＞Mg＞Al＞Zn＞Fe＞Ni＞Sn＞Pb＞(H₂)＞Cu＞Hg＞Ag＞Pt＞Au）으로 H의 위치를 반드시 짚어 두자.

이온화 경향이 큰 Zn이 Zn²⁺가 되어 녹아 나오면서（산화） 전자를 내놓으므로 (−)극이다. 「전자가 흘러 나가는 극＝(−)극＝산화 반응」이라는 대응을 헷갈리기 쉽다. 「이온화 경향이 큰 쪽이 (−)극」으로 외우자.

방전에서는 두 전극 모두 표면에 황산 납(II) PbSO₄가 생성되어 달라붙기 때문에 양쪽 다 질량이 늘어난다. 「녹아 나오니까 줄어든다」고 생각하는 것이 함정이며, Pb²⁺는 용액 속으로 나가지 않고 그 자리에서 PbSO₄가 된다. 「방전＝두 극 모두 PbSO₄로 증가, 묽은 황산은 묽어진다」로 묶어서 외우자.

Na⁺는 이온화 경향이 너무 커서 환원되지 않고, 대신 물이 환원되어 H₂가 발생한다. 「음극이니까 Na이 석출된다」고 생각하는 것이 전형적인 오답이다. 「이온화 경향이 큰 양이온의 수용액에서는 수소가 나온다」로 외우자.

SO₄²⁻는 산화되기 어렵기 때문에 대신 물이 산화되어 O₂가 발생한다. 구리의 석출은 음극 쪽의 변화이므로 혼동하지 말자. 「양극: Cl⁻가 있으면 Cl₂, 없으면 O₂（전극이 Pt・C일 때）」가 판정 규칙이다.

전기량은 0.50×1930＝965 C이므로 전자는 965÷96500＝0.010 mol이다. Cu²⁺＋2e⁻→Cu이므로 구리는 전자의 절반인 0.0050 mol이고, 질량은 0.0050×64＝0.32 g이다. 「2e⁻에 Cu 1개」라는 계수를 잊고 0.64 g이라고 하는 것이 가장 흔한 실수다.

MnO₄⁻는 0.020×0.010＝2.0×10⁻⁴ mol이다. 주고받는 전자 수를 같게 두면 MnO₄⁻ : H₂O₂＝2 : 5이므로 2.0×10⁻⁴×5/2＝5.0×10⁻⁴ mol이다. 물질량의 비를 1:1이라고 짐작하는 것이 함정이며, 「받는 전자＝내놓는 전자」로 계수를 정하는 것이 철칙이다.

NH₃는 공기보다 가볍고 물에 매우 잘 녹으므로 상방 치환으로 모은다. 수상 치환은 「물에 잘 녹지 않는 기체」 전용이라 NH₃에는 쓸 수 없다. 「가벼우면→상방, 무거우면→하방, 잘 안 녹으면→수상」의 3분류로 판단하자.

Na은 선명한 노란색을 나타내며, 도로 터널 조명에도 이용되어 왔다. 빨간색은 Li이나 Sr, 청록색은 Cu, 붉은 보라색은 K의 색이어서 혼동하기 쉽다. 「Li 빨강・Na 노랑・K 보라・Cu 청록・Ca 주황・Sr 진홍・Ba 황록」을 한 묶음으로 나열해 외우자.

Cl₂는 황록색이고 자극적인 냄새가 나며, 수돗물의 살균에도 쓰인다. NH₃와 H₂S는 무색（자극적인 냄새・달걀 썩는 냄새）이고, NO₂는 적갈색이므로 색으로 구별할 수 있다. 「색이 있는 기체는 Cl₂(황록)・NO₂(적갈)・O₃(연한 파랑) 정도」라고 외워 두면 강하다.

Cu²⁺는 산성에서도 CuS의 검은색 침전을 만드는 대표적인 이온이다. Zn²⁺는 중성〜염기성에서만 ZnS（흰색）를 침전시키므로, 이 조건 차이가 자주 나오는 함정이다. 「산성에서도 가라앉는다＝이온화 경향이 작은 금속（Cu, Ag, Pb 등）」으로 정리하자.

산화력（전자를 빼앗는 힘）은 주기율표에서 위로 갈수록 강해서 F₂가 가장 세다. 그래서 Cl₂를 KBr 수용액에 통과시키면 Br₂가 유리된다（반대 방향은 일어나지 않는다）. 「위쪽 할로젠이 아래쪽 할로젠화 이온을 쫓아낸다」를 실험과 묶어서 외우자.

약염기의 염＋강염기의 반응으로, 약염기인 NH₃가 쫓겨나 발생한다（실험실 제법의 정석）. 「염화〜니까 염소나 HCl」이라고 글자만 보고 고르는 것이 함정이다. 「약한 쪽은 강한 쪽에 쫓겨난다」가 기체 제법의 원리이다.

Ag⁺는 Cl⁻와 AgCl의 흰색 침전을 만들고, 감광성이 있어 빛에 분해되어 검어진다（사진의 원리）. Cu²⁺나 Fe³⁺는 염산으로는 침전하지 않는다. 「Cl⁻로 가라앉는 것은 Ag⁺와 Pb²⁺」로 묶어서 외우자.

Fe・Ni・Al은 진한 질산에서 부동태가 되어 반응이 멈춘다. 「질산은 강한 산화제니까 철도 녹을 것」이라고 생각하는 것이 함정이며, 구리나 은은 오히려 진한 질산에 녹는다. 「철니알（Fe・Ni・Al）은 부동태」라고 앞 글자를 이어 외우자.

염기성 기체인 NH₃에는 염기성 건조제인 소다 석회를 쓴다. 진한 황산이나 십산화 사인은 산성이라 NH₃와 반응해 버리고, 중성인 염화 칼슘도 예외적으로 NH₃와 첨가 화합물을 만들기 때문에 쓸 수 없다. 「건조제와 기체는 산・염기가 서로 싸우지 않는 조합, CaCl₂×NH₃는 예외」로 외우자.