15년 1회차

끓는점이 가장 높은 것은 물이다.

물은 분자 하나가 수소 결합을 여러 개 형성할 수 있어 분자 간 수소 결합이 가장 강하고 많다. 그래서 분자량이 더 큰 물질보다도 끓는점이 높다.

• 에탄올: 수소 결합을 하지만 -OH 가 하나뿐이고 탄화수소 부분이 있어 물보다 끓는점이 낮다.
• 아세톤: 극성 분자이지만 산소에 결합한 수소가 없어 수소 결합 없이 쌍극자–쌍극자 힘만 작용한다.
• 벤젠: 무극성 분자로 분산력만 작용한다.

같은 농도에서는 산 해리상수가 가장 큰 HF 수용액의 pH가 가장 낮다.

약산 수용액의 수소 이온 농도는 $\mathrm{[H^+]} \approx \sqrt{K_a C}$이므로 농도가 같으면 Ka가 클수록 수소 이온이 많아져 pH가 낮아진다.

• 페놀: Ka가 $10^{-10}$ 수준으로 매우 작아 pH가 높다.
• 사이안화 수소: 페놀보다 Ka가 조금 크지만 여전히 매우 약한 산이다.
• 아세틸살리실산: Ka가 $3.0 \times 10^{-4}$로 비교적 크지만 HF보다 작다.

약염기를 강산으로 적정하면 pH 7보다 약간 높은 곳에서 시작해 감소하고, 당량점이 산성 쪽에 있는 곡선이 된다.

약염기 용액은 처음 pH가 강염기만큼 높지 않고, 당량점에서는 짝산(예: $\mathrm{NH_4^+}$)이 가수분해해 pH가 7보다 작다.

• pH가 낮은 데서 시작해 증가하는 곡선: 산을 염기로 적정할 때의 모양이다.
• 처음 pH가 매우 높은 데서 급격히 떨어지는 곡선: 강염기를 강산으로 적정하는 모양에 가깝다.

수소 원자의 선 스펙트럼을 설명할 수 있는 것은 보어의 원자 모형뿐이다.

보어 모형은 전자가 불연속적인 에너지 준위에만 존재하고, 준위 사이를 이동할 때 그 차이만큼의 빛을 내놓는다고 보아 특정 파장의 선이 나타나는 이유를 설명한다.

• 러더퍼드 모형: 원자핵의 존재는 밝혔지만 전자의 에너지가 연속적이어서 선 스펙트럼을 설명하지 못한다.
• 톰슨 모형: 양전하 속에 전자가 박힌 모형으로 에너지 준위 개념이 없다.

필요한 15 M 황산의 부피는 0.01 L이다.

묽혀도 용질의 몰수는 변하지 않으므로 희석 공식을 쓴다.
$M_1V_1 = M_2V_2$
$15\,\mathrm{M} \times V_1 = 0.1\,\mathrm{M} \times 1.5\,\mathrm{L}$
$V_1 = \dfrac{0.15\,\mathrm{mol}}{15\,\mathrm{M}} = 0.01\,\mathrm{L}$

0.1 L 는 소수점 위치를 잘못 잡은 값이다. 22.5 L·225 L 는 진한 용액의 부피가 묽혀 만든 용액 전체(1.5 L)보다 클 수 없으므로 바로 제외된다.

옳은 설명은 이온화 에너지 감소와 물과의 반응에서 Li의 환원력이 더 큼이다.

아래로 갈수록 원자 반지름이 커져 최외각 전자를 떼기 쉬우므로 일차 이온화 에너지가 감소한다. 수용액에서는 Li가 표준 환원 전위가 가장 낮아 환원력이 가장 크다(작은 $\mathrm{Li^+}$의 큰 수화 에너지 때문).

• 밀도: Na가 Li보다 밀도가 커서 원자번호가 커질수록 밀도가 감소한다고 할 수 없다.
• 염소와의 반응: 기체 상태 반응성은 이온화 에너지가 작은 K가 가장 크므로 K < Na < Li 순서는 반대이다.

옳은 설명은 홑원소 물질의 산화수가 0이라는 것과 단원자 이온의 산화수가 전하수와 같다는 것이다.

두 내용은 산화수를 정하는 기본 규칙 그대로이다.

• 산화수가 감소하는 물질: 자신이 환원되면서 상대를 산화시키므로 환원제가 아니라 산화제이다.
• 수소의 산화수: $\mathrm{NaH}$와 같은 금속 수소화물에서는 −1이므로 항상 +1인 것은 아니다.

모든 온도에서 자발적이려면 $\Delta H < 0$, $\Delta S > 0$이어야 한다.

$\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ 에서 $\Delta H$ 가 음수이고 $-T\Delta S$ 도 음수이면 온도와 무관하게 $\Delta G < 0$이다.

• $\Delta H > 0$, $\Delta S > 0$: 높은 온도에서만 자발적이다.
• $\Delta H = 0$, $\Delta S < 0$: $\Delta G > 0$ 이므로 항상 비자발적이다.
• $\Delta H > 0$, $\Delta S = 0$: $\Delta G > 0$ 이므로 항상 비자발적이다.

필요한 HCl의 부피는 350.0mL이다.

NaOH의 몰수: $\dfrac{28.0\ \mathrm{g}}{40.0\ \mathrm{g/mol}} = 0.700\ \mathrm{mol}$
반응 계수비가 1 : 1이므로 HCl도 0.700 mol 필요하다.

HCl 부피: $\dfrac{0.700\ \mathrm{mol}}{2.0\ \mathrm{mol/L}} = 0.350\ \mathrm{L}$이다.

• 150.0mL·250.0mL: HCl이 부족해 NaOH가 남는다.
• 450.0mL: HCl이 과량이 되어 산성 용액이 된다.

평형에서 각 농도를 대입하면 평형상수 K는 1이다.

그래프에서 $\mathrm{N_2}$가 4몰에서 2몰로 줄었으므로 2몰이 반응했다. 계수비 1 : 3 : 2에 따라 $\mathrm{H_2}$는 6몰 소모되어 2몰, $\mathrm{NH_3}$는 4몰 생성된다(용기 1L이므로 몰수 = 몰농도).

$K = \dfrac{[\mathrm{NH_3}]^2}{[\mathrm{N_2}][\mathrm{H_2}]^3} = \dfrac{4^2}{2 \times 2^3} = \dfrac{16}{16} = 1$

$\mathrm{Cr^{3+}}$ 의 바닥 상태 전자 배치는 $\mathrm{[Ar]3d^3}$이다.

Cr 원자는 반쯤 찬 d 오비탈의 안정성 때문에 $\mathrm{[Ar]4s^1 3d^5}$ 이다. 전이 금속이 양이온이 될 때는 4s 전자가 먼저 빠지므로, 4s 전자 1개와 3d 전자 2개가 빠져 $\mathrm{3d^3}$ 이 남는다.

• $\mathrm{[Ar]4s^1 3d^5}$: 중성 Cr 원자의 배치이다.
• $\mathrm{[Ar]4s^1 3d^2}$, $\mathrm{[Ar]4s^2 3d^1}$: 전자 수는 21개로 맞지만 3d 보다 4s 전자가 먼저 빠진다는 원칙에 어긋난다.

B와 C는 질량수가 모두 14로 같다.

질량수 = 양성자 수 + 중성자 수이므로 B는 6 + 8 = 14, C는 7 + 7 = 14이다. 원자번호는 양성자 수로 정해진다.

• A와 D의 관계: 양성자 수가 6과 8로 달라 서로 다른 원소이므로 동위원소가 아니다.
• B의 원자번호: 양성자 수가 6이므로 원자번호는 6이다.
• D의 전하: 양성자 8개, 전자 6개로 양전하가 많은 양이온이다.

1 M 수용액에서 이온 입자 수가 가장 많은 것은 $\mathrm{CaCl_2}$이다.

강전해질은 물에서 완전히 해리하므로 화학식 1단위가 내놓는 이온 수를 비교하면 된다. $\mathrm{CaCl_2 \rightarrow Ca^{2+} + 2Cl^-}$ 로 3개의 이온이 생긴다.

• NaCl: $\mathrm{Na^+}$ 과 $\mathrm{Cl^-}$ 의 2개이다.
• $\mathrm{KNO_3}$: $\mathrm{K^+}$ 과 $\mathrm{NO_3^-}$ 의 2개이다.
• $\mathrm{NH_4NO_3}$: $\mathrm{NH_4^+}$ 과 $\mathrm{NO_3^-}$ 의 2개이다.

결합 차수가 가장 낮은 것은 $\mathrm{F_2}$(결합 차수 1)이다.

결합 차수는 $\dfrac{(\mathrm{bonding}) - (\mathrm{antibonding})}{2}$ 이다. $\mathrm{F_2}$ 는 원자가 전자 14개로 반결합 $\pi^*$ 오비탈이 모두 차서 결합 차수가 1이다.

• $\mathrm{O_2}$: 원자가 전자 12개로 $\pi^*$ 에 전자 2개가 있어 결합 차수 2이다.
• $\mathrm{CN^-}$: $\mathrm{N_2}$ 와 등전자(10개)로 결합 차수 3이다.
• $\mathrm{NO^+}$: 역시 $\mathrm{N_2}$ 와 등전자로 결합 차수 3이다.

무극성 분자는 이산화탄소이다.

$\mathrm{CO_2}$ 는 C=O 결합 자체는 극성이지만 직선형 대칭 구조라 두 결합 쌍극자가 상쇄되어 쌍극자 모멘트가 0이다.

• 암모니아: 비공유 전자쌍이 있는 삼각뿔형이라 쌍극자가 상쇄되지 않는 극성 분자이다.
• 염화수소: 전기음성도가 다른 두 원자의 이원자 분자로 극성이다.
• 이산화황: 비공유 전자쌍 때문에 굽은형이라 극성이다.

반지름이 가장 큰 것은 $\mathrm{Cl^-}$이다.

$\mathrm{Cl^-}$ 과 Ar 은 전자 3개 껍질을 쓰고 $\mathrm{Na^+}$·$\mathrm{Mg^{2+}}$ 은 2개 껍질만 쓰므로 앞의 둘이 크다. 같은 전자 수(18개)인 $\mathrm{Cl^-}$ 과 Ar 중에서는 핵전하가 작은 $\mathrm{Cl^-}$ 이 전자를 덜 당겨 더 크다.

• Ar: $\mathrm{Cl^-}$ 과 등전자이지만 양성자가 하나 더 많아 더 작다.
• $\mathrm{Na^+}$, $\mathrm{Mg^{2+}}$: 바깥 껍질을 잃어 전자 껍질이 하나 적으므로 훨씬 작다.

산성비 형성과 관계없는 것은 오존이 산소 분자와 산소 원자로 분해되는 반응이다.

산성비는 황 산화물과 질소 산화물이 물과 만나 황산·질산이 되어 생긴다. 오존 분해는 산을 만드는 물질을 생성하지 않는다.

• 황의 연소로 $\mathrm{SO_2}$ 가 생기는 반응: 황산의 원료가 되는 황 산화물을 만든다.
• 질소와 산소가 반응해 NO 가 생기는 반응: 질산의 원료가 되는 질소 산화물을 만든다.
• $\mathrm{SO_3}$ 가 물과 반응하는 반응: 황산을 직접 생성한다.

옳은 것은 A가 반응 중간체라는 것과 속도 결정 단계가 단계 (2)라는 것이다.

A는 단계 (1)에서 생성되고 단계 (2)에서 소모되어 전체 반응식에 나타나지 않으므로 중간체이다. 단계 (1)은 활성화 에너지가 작아 빠른 평형을 이루고, 활성화 에너지가 가장 큰 단계 (2)가 가장 느리다.

• 전체 활성화 에너지: 빠른 평형 단계의 에너지 변화(20 − 10)가 더해져 출발 물질 기준으로는 50kJ/mol보다 큰 60kJ/mol이다.

s-성질 백분율이 가장 큰 것은 $\mathrm{BeF_2}$이다.

s-성질은 혼성 오비탈 중 s 오비탈의 비율이다. $\mathrm{BeF_2}$ 의 Be 는 직선형 sp 혼성으로 s-성질이 $\dfrac{1}{2}$ 이다.

• $\mathrm{BF_3}$: 평면 삼각형의 $\mathrm{sp^2}$ 혼성으로 s-성질 $\dfrac{1}{3}$ 이다.
• $\mathrm{CH_4}$: 정사면체형 $\mathrm{sp^3}$ 혼성으로 s-성질 $\dfrac{1}{4}$ 이다.
• $\mathrm{C_2H_6}$: 각 탄소가 $\mathrm{sp^3}$ 혼성으로 s-성질 $\dfrac{1}{4}$ 이다.

광화학 스모그의 주된 원인 물질은 질소 산화물이다.

자동차 배기가스의 질소 산화물과 탄화수소가 햇빛(자외선)을 받아 광화학 반응을 일으켜 오존·PAN 등 산화성 물질을 만든다.

• 이산화탄소: 온실 효과(지구 온난화)의 주된 원인이다.
• 이산화황: 산성비와 런던형(환원형) 스모그의 원인이다.
• 프레온 가스: 성층권 오존층 파괴의 원인이다.