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1. 개요
| 본 저작물은 대한민국 교육부에서 NCIC 국가교육과정정보센터에서 법률적으로 고시하는 제2009-41호 [별책 9] 에서 발췌하였습니다. 원문은 홈페이지에서 무료로 다운받으실 수 있습니다. |
‘화학Ⅱ’의 내용은 ‘화학 Ⅰ’에서 다루었던 화학의 언어, 원소와 분자의 성질, 화학 반응에 대한 지식을 바탕으로 다양한 물질의 상태, 화학 변화에 따른 에너지의 변화, 자발적 변화 및 평형 현상, 화학 반응의 속도 등과 관련된 화학적 내용을 소개함으로써 화학 변화의 방향과 특징을 종합적으로 이해할 수 있도록 구성한다. ‘화학 II'를 통해서 화학이 인류의 복지와 밀접하게 관련된 과학 분야임을 인식할 수 있도록 구성한다.
‘화학Ⅱ’는 화학의 기본 개념들이 과학의 다른 분야와 유기적으로 연관되어 있는 것을 이해시키고, 관찰, 실험, 조사, 토론 등 다양한 활동을 통하여 자연 현상의 연관성에 대한 과학적 사고와 탐구 능력을 기르도록 한다. ‘화학 Ⅱ’에서는 수준 높은 화학적 개념, 원리, 법칙의 구체적인 내용을 자세하게 설명하는 대신 활용 방법을 더 강조하여 실용적인 과학적 사고에 도움이 될 수 있도록 한다.
2. 목표
‘화학I'에서 배운 개념을 바탕으로 다양한 물질의 상태와 화학 변화에 관련된 문제들을 이해하고 창의적이고 과학적으로 해결하는 데 필요한 화학 지식을 갖춘다.가. 물질의 다양한 상태, 화학적 변화에서 나타나는 에너지 변화와 평형, 반응의 속도 등을 체계적으로 이해할 수 있는 능력을 기른다.
나. 물질 현상을 과학적으로 탐구하는 능력을 기르고, 물질 현상과 관련된 문제 해결에 이를 활용한다.
다. 물질과 에너지 및 생명에 관련된 현상과 화학 학습에 흥미와 호기심을 가지고, 인류 복지에 중요한 문제들을 과학적으로 해결하려는 태도를 기른다.
라. 과학, 기술, 사회의 상호 관계를 인식한다.
3. 영역별 내용
3.1. 다양한 모습의 물질
① 여러 가지 분자 간 상호 작용을 이해하고, 분자 간 상호 작용의 크기와 끓는점의 관계를 안다.② 기체의 온도, 압력, 부피 사이의 관계 및 기체 분압의 의미를 설명하고, 이상 기체 상태 방정식을 이해한다.
③ 온도에 따른 기체 분자 운동의 특성을 이해하고, 확산 속도와 분자량의 관계를 설명할 수 있다.
④ 물의 분자 구조와 수소 결합의 특성을 이용하여 물의 밀도, 열용량, 표면장력, 모세관 현상 등의 성질을 설명하고, 기상 현상, 식물의 물 흡수 등 자연 및 생명 현상을 설명할 수 있다.
⑤ 고체의 종류를 설명하고, 금속의 결합 특성과 결정 구조를 설명할 수 있다.
⑥ 고체, 액체, 기체 사이의 상변화를 설명한다.
⑦ 용액의 다양한 농도의 개념을 이해하고, 실험 결과를 정량적으로 표현할 수 있다.
⑧ 묽은 용액의 증기압 내림, 끓는점 오름, 어는점 내림, 삼투압 등 총괄성에 대해 설명할 수 있다.
[탐구 활동 예시]
① 기체의 온도, 압력, 부피 사이의 관계 알아보기② 대기의 조성 알아보기
③ 환경과 식품 위생 문제와 관련하여 퍼센트와 ppm 이해하기
④ 어는점 내림의 차이로부터 설탕과 포도당 구별하기
3.2. 물질 변화와 에너지
① 화학 반응을 통해 열이 발생하거나 흡수됨을 설명할 수 있다.② 엔탈피와 결합 에너지의 관계를 설명하고, 헤스의 법칙을 설명할 수 있다.
③ 화학 반응에서 에너지가 보존됨을 설명할 수 있다.
④ 엔트로피의 의미를 정성적으로 설명하고, 고립계에서 자발적 변화와 엔트로피의 관계를 설명할 수 있다.
⑤ 일정한 온도, 압력에서 자유 에너지의 의미를 정성적으로 이해하고, 자유 에너지가 줄어드는 방향으로 자발적 변화가 일어남을 설명할 수 있다.
⑥ 온도에 따라 자발적 변화의 방향이 달라질 수 있다는 사실을 통해서 온도에 따른 물질의 상변화를 설명할 수 있다.
[탐구 활동 예시]
① 반응열 측정하기② 에너지 보존의 예 찾아보기
③ 에너지와 엔트로피의 관점에서 자발적 변화를 관찰하고 설명해보기
3.3. 화학 평형
① 일정한 온도, 압력에서 화학 평형을 자유 에너지의 변화가 없는 상태로 설명할 수 있다.② 가역 반응에서 동적 평형의 상태를 이해하고, 평형 상수를 이용해서 반응의 진행 방향을 예측할 수 있다.
③ 농도, 압력, 온도가 변함에 따라 화학 평형이 이동함을 관찰하고 이를 설명할 수 있다.
④ 고체, 액체, 기체 사이의 동적 평형과 증기압의 의미를 이해하고 온도와 압력에 따른 물질의 상태를 도표로 나타낼 수 있다.
⑤ 용해 평형에서 용해도를 열역학적 관점에서 설명하고 온도와 압력에 따라 용해도가 변한다는 사실을 설명할 수 있다.
⑥ 산-염기 중화 반응에서의 양적 관계를 설명할 수 있고, 공통이온 효과, 염의 가수 분해에 의해 만들어진 용액의 특성을 설명할 수 있다.
⑦ 이온화도와 이온화 상수를 이용하여 산과 염기의 상대적 세기를 설명할 수 있다.
⑧ 화학 전지, 연료 전지, 전기 분해의 원리를 산화-환원 반응으로 설명하고, 전기량과 반응의 진행 정도와의 관계를 설명할 수 있다.
⑨ 자유 에너지를 통해 산화-환원 반응의 전위차를 설명할 수 있다.
[탐구 활동 예시]
① 산-염기의 중화 반응과 염 수용액의 액성 구하기② 온도, 압력, 농도에 따른 평형 이동을 확인하는 실험 고안하기
③ 다양한 화학 전지 만들어 효율을 비교하기
3.4. 화학 반응 속도
① 실생활에서 경험하는 화학 반응의 속도가 매우 다양하다는 사실을 설명할 수 있다.② 화학 반응 속도를 반응 물질의 농도로 표현할 수 있음을 설명할 수 있다.
③ 반응 속도의 농도 의존도가 다양하다는 사실을 이해하고, 반감기를 정의할 수 있는 경우도 있음을 설명할 수 있다.
④ 반응 속도가 온도에 따라 민감하게 변한다는 사실을 이해한다.
⑤ 반응 속도가 반응 과정에서 극복해야 할 에너지 장벽에 따라 결정됨을 인식한다.
⑥ 촉매를 이용해서 에너지 장벽의 크기를 변화시켜 반응 속도를 변화시킬 수 있음을 이해하고, 촉매의 종류를 설명할 수 있다.
⑦ 촉매가 효소의 경우처럼 생명 현상뿐만 아니라 암모니아와 고분자 등의 산업적 합성에서도 중요한 역할을 한다는 사실을 설명할 수 있다.
[탐구 활동 예시]
① 온도와 농도에 따른 반응 속도의 변화 관찰하기② 산업에서 활용되는 촉매 알아보기
③ 효소의 기능에 대한 열쇠와 자물쇠 모형 알아보기
3.5. 인류 복지와 화학
① 화학이 의약품 개발, 인간과 환경에 더 안전한 녹색 화학과 물의 광분해의 연구 등을 통해 인류의 복지와 미래를 위해 핵심적인 역할을 한다는 사실을 설명할 수 있다.[탐구 활동 예시]
① 의약품 개발에서 전통 의학을 활용하는 예 찾아보기② 녹색 화학의 예 찾아보기
4. 교수ㆍ학습 방법
가. 학습 지도 계획⑴ ‘화학 Ⅱ’의 학습 지도에서는 학습 지도에서는 주제와 관련된 학생의 경험이나 일상생활의 상황을 적극 발굴하여 활용하도록 한다.
⑵ ‘과학’, ‘화학 Ⅰ’ 및 다른 과학 교과와의 연계성을 충분히 강조하고, 학습 내용의 중복이나 비약이 없도록 학습 내용의 수준과 학습 지도 시기 등을 조절할 수 있다.
⑶ 화학 내용 및 화학과 관련된 상식이나 사회적 쟁점에 대한 과학 글쓰기와 토론을 할 수 있도록 수업을 계획한다.
⑷ 학생의 특성, 학교와 지역 사회의 특성 등을 고려하여 내용을 재구성하거나 다양한 학습 방법을 활용하여 지도할 수 있다.
⑸ 과학 학습과 관련된 특별 활동, 과학 전시회 등 여러 가지 과학 활동에 학생이 적극 참여할 수 있도록 계획한다.
나. 자료 준비 및 활용
⑴ 지역 특성에 따른 자료를 준비하기 어렵거나 탐구 활동이 어려운 내용은 교육과정의 목표에 부합하는 자료나 활동으로 대체할 수 있다.
⑵ 화학에 대한 흥미와 호기심을 높일 수 있도록 생활 주변 및 첨단 과학 관련 소재를 학습 자료로 활용한다.
⑶ 첨단 과학, 과학자, 과학 상식, 과학사 등과 관련된 자료를 활용한 과학 글쓰기와 토론을 지도할 수 있도록 과학 도서 목록을 준비한다.
⑷ 학생의 이해를 돕거나 흥미를 유발하기 위하여 모형이나 시청각 자료, 소프트웨어, 인터넷 자료 등을 활용할 수 있도록 준비한다.
다. 학습 지도 방법
⑴ 학생의 흥미를 유발할 수 있으면서 가급적 자연현상과 현대 문명의 이해에 중요한 화학 현상을 중심으로 이와 관련된 화학적 개념을 이해하도록 지도한다.
⑵ 과학의 본성에 근거하여 학습을 지도하고 문제 인식 및 가설 설정, 탐구 설계 및 수행, 자료 분석 및 해석, 결론 도출 및 평가 등의 탐구 과정을 통하여 시행착오 및 대담한 가설의 형성 등을 경험할 수 있도록 안내한다.
⑶ 탐구 활동을 모둠 학습으로 할 때에는 과학 탐구에서 상호 협력이 중요함을 인식시킨다.
⑷ 화학이 다른 과학 교과와 밀접하게 관련되어 있으면서 핵심적인 역할을 한다는 사실을 인식시킨다.
⑸ 화학 및 화학과 관련된 과학 상식과 사회적 쟁점에 대한 자료를 읽고, 이를 활용한 과학 글쓰기와 토론을 통하여 과학적 사고력, 창의적 사고력 및 의사소통 능력을 함양할 수 있도록 지도한다.
⑹ 수업에서 학생들과 의사소통을 할 때에는 학생 자신의 의견을 명확히 표현하고 다른 사람의 의견을 존중하는 태도를 가지게 한다.
⑺ 학생들의 능력과 흥미 등 개인차를 고려하여 지도한다.
⑻ 강의, 토의, 실험, 조사, 견학, 과제 연구 등의 다양한 교수ㆍ학습 방법을 적절히 활용하여 지도한다.
⑼ 학생의 지적 호기심과 학습 동기를 유발할 수 있는 발문을 하고, 개방형 질문을 적극 활용한다.
⑽ 컴퓨터를 활용한 분자 구조 보여주기, 실험, 인터넷, 멀티미디어 등을 적절히 활용한다.
⑾ 첨단 과학, 과학 상식, 과학사, 과학과 기술, 과학과 사회, 환경 등에 관련된 서적을 읽도록 권장함으로써 과학에 대한 흥미와 호기심을 유발하고, 과학ㆍ기술ㆍ사회의 상호 관련성을 이해시킨다.
라. 실험ㆍ실습 지도
⑴ 실험의 목적과 방법을 이해하고 실험을 수행할 수 있도록 지도한다.
⑵ 실험을 하기 전에 실험실 안전 수칙을 확인하여 준수하고, 사고 발생 시 대처 방안을 미리 수립한다. 특히 화학 약품, 파손되기 쉬운 실험 기구, 가열 기구 등을 다룰 때 주의할 사항을 사전에 충분히 지도하여 사고가 발생하지 않도록 한다.
⑶ 휘발성 물질 사용 시에는 환기에 유의하고, 실험 후의 폐기물은 환경오염을 최소화하도록 처리한다.
마. 과학 교수ㆍ학습 지도 지원
⑴ 단위 학교에서는 실험, 관찰 등 과학 활동의 특성에 따라 연 차시 학습으로 운영할 수 있도록 지원한다.
⑵ 시ㆍ도 교육청에서는 내실 있는 과학 교수ㆍ학습을 위해 과학실, 과학 실험 기자재 등을 확보하기 위한 재원을 지원한다.
5. 평가
가. ‘화학 Ⅱ’에서는 개념의 체계적 이해, 과학의 탐구 능력, 과학적 태도 등을 평가하며, 특히 다음 사항에 주안점을 둔다.⑴ 물질과 화학 반응 등에 관련된 기본 개념의 이해 정도를 평가한다.
⑵ 탐구 활동 수행 능력과 이를 일상생활 문제 해결에 활용하는 능력을 평가한다.
⑶ 과학에 대한 흥미와 가치 인식, 과학 학습 참여의 적극성, 협동성, 과학적으로 문제를 해결하는 태도, 창의성 등을 평가한다.
나. 평가는 선다형, 서술형 및 논술형, 관찰, 보고서 검토, 실기 검사, 면담, 포트폴리오 등의 다양한 방법을 활용한다.
다. 타당도와 신뢰도가 높은 평가가 되도록 가능하면 공동으로 평가 도구를 개발하여 활용한다.
라. 평가는 설정된 성취 기준에 근거하여 실시하고, 그 결과를 학습 지도 계획 수립과 지도 방법 개선, 진로 지도 등에 활용한다.
마. 평가는 평가 계획 수립, 평가 문항과 도구 개발, 평가의 시행, 평가 결과의 처리, 평가 결과의 활용 등의 절차를 거쳐 실시한다.
6. 여담
6.1. 변화
개정 후에는 일반화학의 90%정도 되는 내용을 Ⅰ과 Ⅱ로 적절하게 쪼개 놓았는데, 화학Ⅱ에 열화학/물리화학 관련 내용을 교과서의 절반 만큼 편성했기 때문에 거의 공대식 화학으로 바뀌었다. 따라서 이거 제대로 안 하고 공대 가면 자세한 설명은 생략한다. 오히려 화학Ⅰ이 좀 더 자연과학쪽에 가까운 수준. 하지만 기초적인 내용을 모르면 안 되기 때문에 화학Ⅰ을 이수한 뒤에 건드는 게 바람직하다. 다음 교육과정에서는 화학Ⅱ의 1~3단원의 일부가 화학Ⅰ으로 쫓겨난다.[1]개정 전 화학Ⅰ에서 단원 하나를 통째로 차지하고 있었던 부분이 물이다. 그래서 당시 세대에게 있어서는 꽤 친숙한 부분일지도 모른다. 물이 극성이며, 수소 결합하니, 비열이니 어쩌니 그에 관련된 특징을 쭉 나열한다. 사실 물의 특성 중에서 가장 눈여겨 볼 것은 온도에 따른 물의 밀도 변화와 온도 변화이다. 4℃가 되면 물의 부피는 최소가 되고, 밀도는 최대가 된다. 공부를 떠나 최소한의 상식이므로 알아두길 바란다.
농도 단원은 사실 화학Ⅰ의 1단원과 이 부분이 원래 이전 교육 과정 화학Ⅱ일 때 간접적으로 합쳐져 있던 부분이었는데, 한꺼번에 몰과 그에 관련된 농도 관련 개념을 이해하기 힘들다는 학생들이 많아서인지, 2015년 개정판에서 몰 파트는 화학Ⅰ으로 쫓겨난다.
6.2. 학습 도움말
- 분자 간의 힘은 주기율, 전기 음성도, 탄화수소 파트를 어느 정도 익혔다면 편하게 학습할 수 있는 부분이다. 화학Ⅰ에서 자세히 다뤄주진 않지만 쌍극자 모멘트에 대해서 소개한다. 이 값이 0이 맞냐 아니냐를 따지면서 극성 유무를 판단했지만, 화학Ⅱ에서는 크냐 작냐를 통해 이온성이 세기를 판단한다. 화학Ⅰ에서는 전기음성도에 따라 δ+(부분적으로 양성), δ-(부분적으로 음성)을 갖고 공유결합의 극성 여부를 판단했다면, 화학Ⅱ는 분자 간에 작용하는 힘을 주력으로 다룬다. 예를 들어 서로 다른 분자 간의 δ+와 δ- 사이의 인력이라고 보면 된다. 대표적으로 화학Ⅰ에서 상세히 다뤄주지 않던 수소결합에 대해서 자세히 배울 수 있다. 사실 수소결합은 공유결합이나 배위결합, 이온결합처럼 원자 사이에 작용하는 힘이 아니라 분자 사이에 작용하는 인력이다. 엄밀히 말하자면 '결합'의 종류가 아니다. 위의 세 결합만큼의 힘을 갖고 있기 때문에 결합이라는 이름이 붙은 것이다. 참고로 무극성 분자에서도 분극이 일어난다. 사실 무극성 분자도 극성 분자를 만나면 영향을 받게 되는데 이렇게 무극성 분자가 쌍극자가 되는 현상을 편극이라 하고 이 편극 현상이 나타난 무극성 분자를 유발 쌍극자 또는 순간 쌍극자라고 한다. 물리Ⅱ에 나오는 유전분극 현상과 비슷한(?) 메카니즘이라고 보면 된다. 무극성 분자가 편극되면서 다른 무극성 분자의 편극을 이끌때 이 두 무극성 분자 사이에서 작용하는 힘을 분산력(반데르발스 힘)이라고 한다. 참고로 극성 무극성 상관없이 모든 분자에 있는 힘이다. 이 부분은 예전 교육 과정에서 현 화학Ⅰ3단원 내용과 함께 다루었으나 화학Ⅱ에 따로 남아있게 되었다. 특히 분산력은 편극의 크기와 비례하는데 이 편극은 당연히 분자량이 커질수록 증가한다. 따라서 끓는점도 증가하는데, 아이오딘이 상온에서 고체 상태로 존재하는 이유가 그것이다. 구 교육과정 화학Ⅰ 무려 맨 앞을 화려하게 장식했던 수소결합은 H가 상대적으로 δ+, F, O, N가 상대적으로 δ-를 띤다는 원리만 알면 된다. 그리고 절대로 공유 결합보다 결합력이 크지 않다. 그나마 분자 간의 힘에선 결합력이 크다는 것일 뿐. 많은 학생들이 오해하는 부분이다. 그리고 화학Ⅰ 맨 뒷 부분 혹은 결합 파트 맨 앞장에서 나오는 DNA 이중나선 구조가 왜 그렇게 되어있는지 원리를 파악할 수 있다. (바로 이 수소결합 때문에) 수소 결합을 하는 분자는 쌍극자 힘과 분산력을 합쳐 3가지 분자 간 힘이 모두 있다.
- 기체는 끊임없이 운동하는 성질을 지녔는데 이 때문에 압력이 생기게 된다. 충돌 횟수가 많을 수록, 몰수가 많을수록, 부피가 작을수록, 온도가 높을수록 크다. 여기서 수은(Hg) 기둥의 높이차가 곧 상대편 기압+그 높이차라는 개념만 알고 있으면 된다. 중딩들을 괴롭혔던 보일의 법칙, 샤를의 법칙이 또 나온다. 물론 물리Ⅱ 1단원에도 나온다. 화학Ⅱ에서 좀 더 어렵게 배운다. 보일의 법칙은 일정한 부피는 압력에 반비례한다는 것이고(온도 일정), 샤를의 법칙은 일정한 부피는 절대 온도에 비례한다는 것이다.(압력 일정) 두 법칙에서 독립변수가 부피라는 것만 이해하면 끝. 참고로 절대온도라는 개념이 나오는데, [math( -273.15 )]℃를 원점으로 하는 온도를 뜻한다. 단위는 켈빈. 이 보일-샤를의 법칙을 짬뽕시켜놓은 게 그 유명한 [math( PV=nRT )](이상기체 상태 방정식)이다. 여기서 심화 과정으로 기체분자 평균운동에너지가 나오는데, 물리Ⅱ에서 자세하게 증명해준다. 일단 이상기체 상태 방정식을 이용하여 기체의 분자량을 측정할 수 있다는 정도만 알면 된다. 식은 [math( PV=\frac{w}{M}RT )]로 [math( w )]는 기체의 질량(g), [math( M )]은 기체의 분자량(g/mol)을 의미한다. 여기서 이상기체랑 실제기체를 구분하는 개념도 나오는데, 이상기체는 분자 사이의 힘이 작용하지 않는다고 가정한다. 기체 A와 B를 준비해놓고 혼합시킨 후의 압력은 각 기체의 압력의 합과 같다는 개념이다. 몰분율이라는 개념도 자세히 익혀두길 바란다.
- 기체 분자 운동 관련 소단원에서는 보일 법칙, 샤를 법칙의 응용이라고 보면 된다. 기체 분자의 평균 운동 속력으로 분자 수와의 관계, 밀도와의 관계 등을 파악할 줄 알면 된다. 여기서 분자 수는 맥스웰 분포를 활용한다는 점. 이건 이과라면 상식으로 알아두어라.
- 고체의 일반적인 성질을 다룬다. 여기서는 화학Ⅰ의 화학 결합 파트에서 배웠던 내용의 복습이라고 보면 된다. 추가된 건 결정 구조. 단순 입방, 체심 입방, 면심 입방이 그 종류이다. 상변화는 우리가 흔히 아는 고체, 액체, 기체 간의 상태 변화를 말하는 것이다. 이 부분도 중학교 내용의 복습이다.
- 용액의 농도 파트에서는 ppm농도, 몰농도와 몰랄농도 등 다양한 농도에 대해 정의 내리게 되는데, 농도를 환산하는 부분은 꽤 애를 먹는 부분이니 연습이 필요하다.[2] 특히 대학 와서 이거 제대로 못하면 그냥 실험 시간에 학점 깔아주는 바닥 신세가 된다.
- 묽은 용액 파트에서는 증기압력이라는 용어가 나온다. 증기압력에 대한 자세한 이야기는 3단원의 상평형 부분에서 언급되므로 이 단원을 공부하기 전에 상평형 부분부터 공부를 하면 묽은 용액의 총괄성에 대해 이해하기 훨씬 쉽고 빠르니 상평형부터 보고 오자. 단원 순서대로 공부하는 학생들이 여기서 증기압력에 대한 이해를 잘못하면 오개념이 생기기 매우 쉽다. 증기압력에 대해 가볍게 말하면 밀폐된 용기 안에 액체를 놓아두면 그 액체 표면에서 분자들이 분자사이의 인력을 끊고 밖으로 뛰쳐나오는데, 이때 기체의 분자 수도 많아지게 되고, 이 중에 에너지가 작은 놈들이 액체 표면과 충돌하여 다시 액체 상태로 빽하게 된다는 그런 이야기이다. 맨 처음에 배운 분자 간의 힘이 작을수록 증기 압력은 크다. 여기서 가장 생소해 하는 개념이 증기 압력 내림. 보통 [math( \Delta P )]로 표시한다. 이건 그냥 현상이다. 쉽게 말하자면 소금물이 그냥 물에 비해 증발하기 어렵다는 뜻이다. 여기에 라울의 법칙을 활용한 연습 문제가 종종 있다. 여기까지 그나마 수월하게 하다가 끓는점 오름([math( \Delta T_b )])과 어는점 내림([math( \Delta T_f )])에서 직격탄을 맞이한다. 그냥 용액의 끓는점과 용매의 끓는점의 차이다. 몰랄 농도를 이용하기 때문에 몰랄 농도에 대한 개념이 정확히 박혀 있어야 된다.[3] 실생활에서 많이 언급하고 있는 삼투압 현상의 원리에 대해서도 배운다.[4] 여기서 삼투압의 기호를 원주율과 같은 [math( \pi )]를 쓰는데, 미적분Ⅱ를 공부하는 이과생들은 여기서 혼란스러워 하지 않도록 한다. 삼투압은 말 그대로 압력이다. 묽은 소금물의 물 분자가 진한 소금물의 물 분자쪽으로 이동하면서 발생하는 압력이다. 여기서 반트 호프 법칙에 대해서 나오는데, 용액의 몰농도의 기호를 하필 [math( C )]로 쓰는 바람에 물리하는 사람들이 용량 단위랑 헷갈려 하기도 한다. 삼투압을 갖고 분자량을 구할 수 있다. 여기서 [math( \Delta T_b )], [math( \Delta T_f )], [math( \pi )]은 용액의 농도랑 비례한다는 용액의 총괄성이라는 개념이 등장한다.[5] 조심해야 할 건 용질의 종류와는 관계 없다는 점.
- 반트호프식의 기원을 이상기체 상태방정식으로부터 찾는 사람도 있지만 이 식과 기체방정식은 엄연히 다른 이론이다. 궁극적인 차이를 얘기해준다면 기체방정식은 분자간 상호작용은 없다는 전제로 출발한 식이다. 하지만 반트호프식은 용액상이기 때문에 분자간 상호작용이 매우 크게 작용하는 환경에서 적용된 식이기 때문에 모양이 비슷하다고 이상기체방정식으로 반트호프식을 유도하는 행위는 매우 잘못된 발상이다. 덧붙이자면, 단원의 이름이 "묽은 용액의 성질"이듯이, 용액의 총괄성은 '소량'의 용질이 들어간 용액에만 적용된다. [math(\pi = CRT)]에서 기체 상수가 붙는 이유는 소량의 용질이 용매에서 기체처럼 행동하기 때문이다. 이미 용질의 인력이 간섭할 정도이면 그건 총괄성에 해당되지 않는다.
그러면 묽은 용액에서는 반트호프식을 이상기체 방정식으로부터 유도해도 된다는 소리 아닌가? - 반응열에 대해서 배운다. 반응열이란 화학 반응이 일어날 때 방출되거나 흡수되는 열이라고 보면 된다. 열을 방출하면 발열 반응, 흡수하면 흡열 반응이라고 한다. 열은 그냥 에너지니까 발열에서는 빠져나간다고 생각하면 된다. 그러니까 에너지도 그만큼 감소한다. 에너지가 낮으면 안정해진다는 표현을 쓰는데, 굳이 Q<0이니 Q>0이니 수식을 외우는 것보단 그냥 언어로 이해하길 바란다. 우리가 쓰는 손난로나 얼음팩(질산 암모늄 반응) 등도 이러한 원리로 만들어낸다. 여기서 이전 교육 과정에 없던 반응계와 주위에 대한 개념이 나온다. 그냥 반응계+주위=에너지 총합 일정이라는 개념만 알면 된다. 물리Ⅱ에서도 나오는 부분이지만 비열, 열용량, 열량에 대한 개념을 다룬다. 물리Ⅱ는 정압 열량계와 정부피 열량계에 대한 구분 없이 정압 열량계에 대한 그림만 나오는데 화학Ⅱ에서는 정부피 열량계도 다루고 있다.
- 엔탈피라는 생소한 용어가 등장한다. 기호로는 [math( H )]로 쓴다. 일정한 압력과 온도[6]에서 어떤 물질이 가지고 있는 고유한 에너지의 함량을 말한다. 이는 우리가 고유한 질량과 에너지를 갖고 있듯이 물질도 각각의 고유한 에너지를 갖고 있다고 생각하면 된다. 하지만 우리는 절대로 물질 각각의 그 에너지를 정량적으로 정확히 구할 수 없다. 다만 반응 전후의 에너지 차이만 알 수 있다. 즉, 우리는 [math( H )]값을 구할 수 없으므로 그 대신 반응 후에서 반응 전을 뺀 값인 반응 엔탈피([math( \Delta H )])를 주로 사용한다. 참고로 이 값에 절댓값을 씌우면 안 된다. 엄밀히 절댓값보다는 마이너스를 곱하지 말라는 소리이다. 반응 엔탈피의 덧셈에 대한 역원이 곧 반응열이기 때문. 발열은 에너지가 방출되니까 마이너스, 흡열은 에너지가 흡수되니까 플러스를 붙인다. 예를 들어 화학식을 작성할 때 반응 후에 (-)가 붙으면 반응 엔탈피는 (+)값을 가진다. 하나 더 덧붙이자면 엔탈피를 열과 대등하게 쓸 때는 조건이 있다. 바로 등압조건일때만 가능하다. 즉 화학적이든 물리적이든 반응이 일어날때 압력이 변하면 안 된다.
- 열화학 반응식을 능수능란하게 써야 하는 게 학습 목표이다. 간혹가다 몇몇 화학Ⅱer들이 뭔지 모를 부심을 느끼고 화학Ⅰ을 얕보고 자기가 배우는 부분이 더 어렵다고 징징대곤 하는데, 사실 겁주기에 불과하다.
반응열을 연소열, 생성열, 분해열, 중화열, 용해열로 나누는데 그냥 위의 원리의 응용이다. 특히 거기에 나오는 표준 생성열 값을 모두 외우는 건 비효율이다. - 헤스 법칙은 반응 경로에 관계 없이 반응열의 총합은 일정하다는 건데 실험으로 측정하기 힘든 반응열을 구하거나 합성 물질들의 반응열을 구할 수 있다. 결합 엔탈피([math( D )])는 두 원자 사이의 공유 결합 1몰을 끊을 때 필요한 에너지이다.
- 엔트로피는 수많은 물리학자들이 달라붙어서 뼈대를 세우고 살을 붙인 개념 중 하나이다. 통계역학책이나 물리화학책을 봐도 엔트로피에 대한 내용 전개는 1,2장으로 끝나지 않는다.어찌보면 이 심오한 개념중하나를 무질서도라는 해석 한마디 해두고 이제 계산해보자는 식의 말도 안되는 전개는 탄식을 금치 않을 수 없다. 물론 통계역학적 방식으로 교과서를 구성하면 대다수의 학생은 모두 화학을 포기하는 사태를 초래하겠지만, 적어도 엔트로피는 계산해보자는 학습방식은 지양했으면 좋겠다.
- ΔS전체 = ΔS계 + ΔS주위 라는 개념인데, 고등학교에서 깊이 다루기엔 힘들고 생소하다.[7] 계는 반응이 직접 일어나는 부분을 의미하고, 주위는 그 외적 부분을 의미한다. 고립계, 닫힌계, 열린계로 나뉘는데 사실 이 부분은 이전 교육 과정에 없던 부분인데, 물리Ⅱ에도 들어오고 화학Ⅱ에도 들어왔다. 열화학 반응식에 엔탈피의 변화량만 적던 것을 이제는 자발성 판단을 위해 자유 에너지의 변화량까지 적어놓았다. 또한 정량적 접근은 하지 않지만 이전 교육 과정과 달리 ΔG=ΔH-TΔS의 개념도 추가되었다.[8] 그냥 위에서 배운 열화학 반응의 연장선을 확장시킨 버전이라고 생각하면 된다. 그리고 여기서 열역학 제1법칙, 열역학 제2법칙(엔트로피)에 대해서 나온다. 그냥 물리Ⅱ 열역학 단원을 그대로 복붙했다고 봐도 무방할 듯...
- 자발적 과정은 외부의 간섭 없이 스스로 일어나는 것이다. 그냥 표현을 덧붙이려고 가져다 붙인 듯. 모든 물질은 자연계 내에서 안정을 추구한다는 철학적인 멘트가 심금을 울리기도 한다. 여기서 엔트로피의 정의에 대해서 나오는데 엔트로피의 변화량까지 묻고 있다. 기체의 몰수, 온도 변화, 용해, 상변화 같은 것과 연계하여 알고 있으면 좋다.
- 주위의 엔트로피 변화와 계의 엔탈피 변화에 대한 개념이 나오는데, 그냥 이 부분은 시각적으로 익히는 수 밖에 없다. 공식을 암기하지 말고 관계성을 파악하는 게 도움이 된다. 여러 가지 영어와 델타가 나오는데 그냥 표현법일 뿐이다. 다음 교육과정에서는 다시 대학 과정으로 쫓겨난다.[9] 이 내용과 관련된 용해 평형과 전지 전위 내용 역시 개정 화학 II에 없다.
- 화학 평형이란 가역 반응이 동적 평형을 이루어 반응물과 생성물의 농도가 변하지 않고 일정하게 유지되는 상태를 말한다. 여기서 가역 반응은 A+B→C와 같이 화학 반응식이 오른쪽으로 진행하는 것을 의미하고, 동적 평형은 그냥 반응이 정지된 것처럼 보이는 착시 현상이다. 여기서 반응물과 생성물의 농도 비는 화학 반응식의 계수 비와 관계 없다는 걸 알아두어야 한다.
- 평형상수는 화학 반응이 평형 상태에 있을 때, 반응물의 농도곱에 대한 생성물의 농도곱의 비다. 예를 들어 [math( \mathrm{C_3H_{8}}(g) + \mathrm{5O_{2}}(g) \to \mathrm{3CO_{2}}(g) + \mathrm{4H_2O}(g) )] 라는 탄화수소 연소반응식이 있을 때, 평형상수는 [math( K=\frac{[CO_2]^3[H_2O]^4}{[C_3H_8]^1[O_2]^5} )]로 쓸 수 있고 여기서 대괄호 표기인 [X]는 평형 상태에서의 각 물질의 몰 농도를 의미한다. 참고로 단위는 따로 표기하지 않는다. 이때, 정반응의 평형 상수는 역반응의 평형 상수의 역수이다. 고체와 액체는 평형 상수 식에 반영하지 않는다. 그냥 반응식 작성하는 것은 화학Ⅰ보다 쉽다. 애초에 농도로 통일되어 있기 때문. 그러나 가장 애를 먹는 것이 분수 계산과 0.00xx 단위 같은 것을 나누고 곱하고 하는 계산이다. 평형 상수가 반응 지수보다 크면 정반응, 작으면 역반응이 일어나며 같으면 평형 상태이다.
- 반응 속도 관련 그래프는 보기에만 어려울 뿐이지 개념만 잘 익히면 별 거 없다. 앞의 평형 상수보다는 정성적인 개념이다. 반응물을 첨가하면 첨가 반응물이 감소하는 방향(정반응)으로 이동하면 정반응이 우세하게 일어나 새로운 평형에 도달한다. 생성물을 첨가하면 첨가한 생성물이 감소하는 방향(역반응)으로 이동하여 역반응이 우세하게 일어나 새로운 평형에 도달한다. 만약 생성물이나 반응물을 제거하면 그 반대라고 보면 된다. 이때 평형이동에는 온도, 압력이 영향을 주는데 압력의 경우, 예외적인 케이스(반응식의 반응물과 생성물의 기체의 계수 합이 같으면 압력이 높아져도 변화가 없다.)도 있으니 주의한다. 흡열 반응의 경우 온도를 높여야 정반응이 일어나고 발열 반응은 그 반대다. 그리고 반응물 기체 몰수가 많으면 압력을 높여야 하고 생성물 기체 몰수가 많으면 압력을 낮춘다. 평형 상수는 온도에 의해서만 변한다는 사실을 기억하자. 농도, 압력 변화로 정반응이 일어나도 평형 상수는 같다. 평형이동에서 수득률이라는 개념을 배우면 화학Ⅰ 맨 첫 부분에 배웠던 하버-보슈의 암모니아 합성법의 메카니즘을 화학스럽게(?) 좀 더 설명할 수 있게 된다.[10]
- 액체의 증기압력과 상평형 쪽은 먼저 이전에 배웠던 증기 압력에 대해서 다시 다룬다. 이때까지 잘 복습했으면 개념이 기억이 아예 안 나진 않을 것이다. 이 부분은 증발, 응축, 끓는점 등 상식같은 용어들이 나와 꽤 어렵지 않게 넘어갈 수 있는 수준. 생소한 개념을 꼽자면 증발열 정도. 상평형이라는 개념도 배우는데, 그래프를 해석하는 게 관건이다. 상평형은 한 물질의 여러 상들이 동적 평형을 이루고 있는 상태를 말하는데, 승화/융해/증기압력 곡선이 만나는 삼중점에서는 기체, 액체, 고체가 함께 존재할 수 있다. '드라이아이스는 왜 안 녹고 바로 기체가 되지?'와 같은 의문점은 여기서 해결할 수 있다. 여담으로 고체와 액체가 만나는 융해 곡선 기울기에 따라 압력과 녹는점의 관계가 달라지는데 이산화탄소는 +의 기울기라서 압력과 녹는점이 비례하고 물은 -의 기울기라서 압력과 녹는점이 반비례한다.
- 용해 평형에서는 중3(2016학년도 고1부터는 중2)때 배웠던 용해도에 대해서 좀 더 심화적으로 접근하는 단원이다. 중학교 때는 용질 몇 그램이 석출된다, 포화냐 불포화냐를 다루었다면 여기서는 석출 속도나 열의 방출과 흡수 등을 따진다. 그닥 어렵지 않은 부분. 특히 엔탈피와 엔트로피, 자유 에너지의 변화를 관찰한다. 이 부분도 복습을 했으면 그냥 그럭저럭 잘 넘어갈 수 있는 부분.
- 산 염기 파트에서는 화학Ⅰ과 차별화된 부분이라면 강산, 약산, 강염기, 약염기도 다룬다는 것.[11] 스카이에듀의 박상현은 화학Ⅱ에서 이 부분이 가장 어렵다고 언급하였다.
- 이온화 상수에서는 이온화라는 개념부터 배우는데, 여기서의 이온화는 그 이온화에너지할 때 그 이온화가 아니다. 그냥 전해질이 수용액에서 양이온과 음이온으로 나누어지는 것을 말하는데, 여기선 이 이온화되는 속도와 이온들이 결합돼서 전해질로 빠꾸하는 속도가 같은 동적 평형 상태를 이온화 평형이라고 한다. 여기선 이온화도([math( \alpha )])라는 비값 개념이 등장하는데, 쉽게 말해 녹은 전해질의 총 개수 대비 이온화된 전해질의 개수라고 보면 된다. 1과 가까울수록 강이라는 접두어가 붙고, 0과 가까워질수록 약이라는 접두어가 붙는다. 예를 들어 염산은 이온화도가 0.94로 강산에 속하고, 아세트산은 이온화도가 0.013으로 약산에 속한다. 이온화 상수는 사실상 평형 상수의 연장선이라고 보면 된다.[12]
- 중화 적정 공식 [math( nMV=n'M'V' )](n은 가수, M은 몰농도, V는 용액의 부피 [13]
- 산소를 얻으면(전자나 수소를 잃으면) 산화, 산소를 잃으면(전자나 수소를 얻으면) 환원이라는 개념을 일러주긴 한다. 화학 전지의 종류와 개념을 좀 구분할 필요가 있는데 솔직히 외우는 게 다라서, 암기를 싫어하는 사람들에게 애를 먹이는 부분이기도 하다. 볼타, 다니엘 전지가 처음 언급되며 연료 전지, 건전지, 납축전지 등의 실용 전지도 있다.
- 화학 전지에서 두 전극 사이의 전위차를 말한다. 전위차가 뭐냐면 그냥 전압이다.[14] 여기서 표준 전극 전위라는 개념이 등장하는데, 별 거 아니다. 그냥 전압계 눈금에서 나오는 값만 보면 된다. 참고로 표준 환원 전위 값이 높아지면 환원성이 커진다. 끝에 깁스 자유 에너지와 연계된 서술이 있는데, 그냥 자유 에너지 개념이 박혀 있다면 음 그렇구만 하고 넘어갈 수 있는 부분. 자유 에너지와는 달리 전위차는 (+)일 때 자발적임에 유의하자. (사실 유의할 필요도 없다. 당신은 지금까지 사용해온 건전지에서 전압 표시에 -1.5V라고 쓰여있는걸 본 적이 있는가?)
- 전기 분해의 원리에 대해서 좀 더 심도 있게 다루었다. 화학 전지와 반대되는 것은 에너지 전환[15], 전극에서의 산화 환원 여부 등이다.[16] 몇 가지 물질이 등장하는데 여기서 용융액과 수용액의 전기 분해 차이점만 간파하면 된다.[17] 또 물의 전기 분해는 이과생들 사이에서도 상식으로 통하는 만큼 그냥 기본으로 알아두었으면 한다. 뒤에 살짝 물리Ⅱ스러운 전하량과 패러데이의 개념이 나온다.
- 반응 속도에서는 델타니 곡선이니 수학책에서 볼 수 있을 법한 그래프와 식이 나오는데 쫄지 마라. 그냥 미적분Ⅰ을 배운 이과생이라면 껌이네 하고 넘어갈 수 있는 부분이다.
- 반응 속도와 농도 개념에서는 입자들 사이의 충돌로 반응 속도의 개념을 잡을 때 확률과 통계의 곱의 법칙이 쓰이긴 하였는데, 거슬릴 정도는 아니다. 그냥 A라는 입자 5개랑 B라는 입자 8개 사이에서 충돌 가능한 횟수가 40이라는 개념만 잡혀 있으면 쉽다. 충돌수가 많아지면 그만큼 반응을 일으킬 수 있는 입자수도 많아지는데, 그만큼 반응 속도가 빨라진다. 농도가 짙고, 표면적이 작을 수록 반응 속도가 빠르다는 개념도 포인트. 반응 속도식은 반응물의 농도와 반응 속도와의 관계를 나타낸 식으로 [math( xA+yB \to zC+wD )]에서 [math( v=k[A]^m[B]^n )] (m, n은 반응차수, [A], [B]는 A, B의 몰농도, k는 비례상수)와 같이 쓸 수 있다. 여기서 반응차수란 실험에 의해서 결정되는 값이다. 이건 직접 실험 그래프를 이용해서 이해하길 바란다.
특히 반응 속도 식은 적분하면 시간에 대한 농도의 함수를 구할 수 있게 된다. 화학 반응 속도론 참고. - 촉매는 위에서 배웠던 반응 메커니즘을 곧 바로 적용한다. 주의해야 할 점이 있다면 반응 속도는 화학 반응이 일어날지 안 날지에 대한 여부는 알려주지 않는다. 촉매는 일어나지 않은 반응을 일어나게 하는 역할이 아니다. 뒤로 가면 효소(생체 촉매) 관련 내용이 조금 나온다(기질 특이성, 활성 부위 등). 생명과학Ⅱ를 내신 수준으로만 했어도 편하게 넘어갈 수 있다.
- 의약품 단원은 뭔가 암기를 강조하는 듯한 단원이다. 칡이니 구기자, 당귀, 도라지, 오가피 등등 보약들의 각 효능까지 써놨다. 알칼로이드라는 물질을 소개하는데 질소원자를 포함한 고리 모양의 화합물로 염기성을 띤다는 특징만 캐치해놓자. 뭔가 화학Ⅰ의 탄소화합물을 연상시킨다. 그밖에 우리 일상 생활에서 자주 쓰이는 아스피린의 합성 반응이나 살리실산의 합성 반응도 다룬다. 항생제, 소화제, 항암제, 당뇨 치료제 등등... 약대로 진학할 학생들이라면 어차피 해야 하는 코스.
[1] 몰 농도, 반응열, 가역 반응, Kw, 중화 적정. 다만 엔탈피, 평형 상수 등을 I과목에서 언급하지 않는다. 그냥 맛보기 수준이다. 대신 탄화수소와 생화학 부분이 없어졌다.[2] 대표적으로 %농도를 몰농도로 환산할 때 10*%농도*밀도/화학식량 식을 이용하면 된다.[3] 각각 몰랄 농도에 몰랄 오름 상수나 몰랄 내림 상수를 곱하면 된다.[4] 옆동네 생명과학2에서도 앞 단원에 삼투가 나온다.[5] 헷갈리면 안되는 것은 어는점은 내려가지만 어는점 내림은 커진다는 것이다. 이는 증기압 내림도 마찬가지. 절댓값이라 생각하면 된다.[6] 참고로 보일의 법칙과 샤를의 법칙에서 각각 통제 변인으로 취급되던 변량이다.[7] 우주의 엔트로피는 항상 증가하게 마련이고, 시간의 끝에서 우주의 엔트로피는 최대에 도달하게 된다. 따라서 어떤 사건이 일어나지 않는 이유는 그 일이 일어났을 때 우주의 엔트로피가 감소하기 때문이다. 여기서 '어떤 사건'에는 무엇을 대입해도 상관이 없다. 예를 들면 다음과 같다. "'인간의 자유비행'이 일어나지 않는 이유는 그것이 우주의 엔트로피를 감소시키기 때문이다." 이와 같이 현상을 열역학적으로 설명할 수 있다.[8] 교과서들에서 ΔH와 ΔS가 >0, <0인 4가지 경우에 대해서 상관 관계를 다룬다. ΔH<0이면 저온에서 자발적이고, ΔS>0이면 고온에서 자발적이다. 그 중간은 평형 온도이거나, 무시한다. 예를 들어 ΔH<0, ΔS<0이면 저온에서 자발적이고 고온에서 비자발적이며, 그 경계 온도는 [math(\frac{\Delta H}{\Delta S})]이다.[9] 고등학생이면 고급 화학에서만 접할 수 있다.[10] 열을 방출하고 몰수가 감소하는 반응이므로 온도를 낮추거나 압력을 높이면 정반응이 일어난다. 그러나 온도를 낮추면 반응 속도가 느려지므로 촉매를 사용하게 된다.[11] 실제 모의고사에 보면 아레니우스 산, 염기보다 강산, 강염기, 약산, 약염기쪽에서 더 많이 낸다.[12] 산의 이온화 상수를 Ka, 염기의 이온화 상수를 Kb라고 표시하는데 1단원의 몰랄 오름 상수 Kb와 헷갈리면 안된다.[13] 가수는 화학식에 적혀있는 수산화이온(수소이온)의 수이고, 몰농도×부피=몰수 이므로, 그냥 이 용액에 몇개의 수산화이온(수소이온)이 들어있는가를 계산해주는 것 이다.[14] 전기장이 생기면서 (+)쪽은 상대적으로 높은 전위, (-)쪽은 상대적으로 낮은 전위를 띄는데 그 높낮이를 전위차라고 한다. 자세한 건 물리에서 배우도록 한다.[15] 화학 전지는 화학 에너지에서 전기 에너지로, 전기 분해는 전기 에너지에서 화학 에너지로 전환된다. 비유하자면 화학 전지는 발전기, 전기 분해는 전동기라고 할 수 있다.[16] 전기 분해에서 -극은 환원, +극은 산화 반응이 일어나며 화학 전지는 그 반대다.[17] 예를 들어 소금 용융액과 소금물 전기 분해.