1-1 기체의 성질 1. 열역학 0법칙: A와 B가 열적 평형에 있고, B와 C가 열적 평형에 있다면, C도 또한 A와 열적 평 형에 있다. 2. 보일의 법칙: (일정한 n, T 에서) PV= 일정 샤를의 법칙: (일정한 n, P 에서) V= 상수 x T , (일정한 n, V에서) P= 상수 x T 아보가드로의 원리: (일정한 P, T 에서) V= 상수 x n 위의 법칙들 모두 P가 0으로 가까이 되는 극한 상태에서만 엄밀히 성립하는 극한 법칙이다. 위의 세가지 법칙을 합하면 하나의 식으로 결합할 수 있다. 경험식 ot 실험식 이다. PV= 상수 x nT [완전 기체 상태식, 이상 기체 상태식] 또한 비례상수는 모든 기체에 대해서 동일하고, 기체상수라고 부른다. 모든 조건에서 이상 기체 상태식을 따르는 기체를 이상기체라고 한다. 분자간 상호작용을 고려한 실제 기체식은 비리알 계수를 더하여 나타낸다. 3. Dalton의 법칙: 혼합기체가 나타내는 압력은 성분 기체들의 부분 압력을 합한 것과 같다. 4. 초임계 유체: 임계온도와 임계압력 이상의 상태에 있는 밀도가 높은 유체 5. Van der Waals 상태식: 분자간의 상호작용을 고려한 실제 기체의 상태 방정식. 인력을 파라미터 a로, 반발력을 파라미터 b로 나타낸 근사적인 상태식. 분자의 부피가 고려되어 V가 감소. 인력으 로 인해 충동이 감소하여 P이 감소. P= 𝑛𝑅𝑇 𝑛 − 𝑎( )2 𝑉 − 𝑛𝑏 𝑉 6. 대응상태의 원리: 같은 환산 부피와 환산 온도에 있는 실제 기체들은 동일한 환산 압력을 나타 낸다. 1-2 1법칙: 개념 1. 열역학은 에너지 전환에 관한 연구 2. 열린계: 물질과 에너지 통과 가능, 닫힌계: 물질 통과 불가능하고 에너지 통과 가능, 고립계: 물 질과 에너지 통과 불가능. 3. 에너지: 일을 할 수 있는 능력, 일: 힘에 맞서는 운동, 내부에너지: 계의 전체 에너지 (분자의 운동 에너지 + 퍼텐셜 에너지). 상태함수 4. 열역학 1법칙: 고립된 계의 내부 에너지는 일정하다. 5. 최대 일은 가역 변화에서 이루어진다. (얻는 일의 양: 비가역 <= 가역) 각 단계에서 외부 압력 을 내부 압력에 맞추어줌으로써 계의 미는 힘을 조금도 낭비시키지 않기 때문이다. 6. Joule-Thomson 효과: 등엔탈피 과정에서 압력이 낮아진 쪽의 온도가 더 낮고, 그 온도차는 팽 창 전후의 압력차에 비례한다. 1-3 2법칙 1. 열역학 2법칙: 1) 열원으로부터 열을 흡수하고 이것을 전부 일로 변환 시킬 수는 없다. 2) 고립계가 자발적 변화를 일으키면, 엔트로피는 증가한다. 3) 가역기관은 모두 동일한 효율을 가져야 한다. 2. 엔트로피(S) : 상태함수, ⊿ S > 0 자발, ⊿ S < 0 비자발 1_ 열역학적 정의: 엔트로피는 온도의 함수로써, 주어진 열이 일로 전환될 수 있는 가능성 을 나타낸다. dS = 𝑑𝑞 𝑇 2_ 통계열역학적 정의: Boltzmann 식에 의해서 엔트로피의 절대적 값 정의 가능 S = k ln 𝑊 (𝑊: 계의 분자들 배치방법수) 3_ 자발적 변화를 정량적으로 설명 할 수 있음. 3. 엔탈피(H): 상태함수, ⊿ H < 0 발열 / ⊿ H > 0 흡열 1_ 정의: H =U + PV 2_ 엔탈피 측정은 등압 열량계, 단열 불꽃 열량계, 시차 주사식 열량계를 이용한다. 3_ Hess의 법칙: 전체 반응의 표준 엔탈피 변화는 여러 반응들의 표준 엔탈피 변화의 합과 같 다. 4. 깁스 에너지(G): 상태함수, ⊿ G < 0 자발 / ⊿ G > 0 비자발 1_ 정의: G = H – TS (일정한 온도와, 압력에서 정의) 5. Helmholtz 에너지(A) : 상태함수, ⊿ A < 0 자발 / ⊿ A > 0 비자발 1_ 정의: A = U – TS (일정한 온도와, 부피에서 정의) 2_ Helmholtz 에너지 변화는 변화에 수반되는 최대 일과 같다. 6. 엔탈피 변화와 엔프로피 변화의 부호와 크기를 알면, 깁스에너지 부호를 예측하여 반응의 자발 성 여부 판단 가능. ⊿H<0, ⊿S>0 발열, 모든 온도에서 자발 ⊿H>0, ⊿S<0인 반응 흡열, 모든 온도에서 비자발 ⊿H<0, ⊿S<0인 반응, ⊿H>0, ⊿S>0인 반응 온도에 따라 자발성 결정 7. 상태함수: 엔탈피, 엔트로피, 내부에너지, 깁스에너지 경로함수: 일 8. Carnot 순환: 가역 등온 팽창 -> 가역 단열 팽창 -> 가역 등온 압축 -> 가역 단열 압축 9. 열역학 3법칙: 모든 완전한 결정 물질의 엔트로피는 T=0 에서 0이다. 1-4 순수한 물질의 물리적 변환 1. 상: 화학적 조성과 물리적 조성이 전체적으로 균일한 물질의 형태 2. 전이온도: 두 상이 평형을 이루는 온도 3. 증기압력: 액체와 평형을 이루고 있는 증기의 압력 4. 끓음: 액체 전체를 통해서 자유 증발이 일어나는 현상 끓는점: 액체의 증기 압력이 외부압력과 같아지는 온도 5. 평형 상태: 상의 개수에 상관없이 화학 퍼텐셜이 전체적으로 균일해야 한다. 화학 퍼텐셜u: 몰 깁스 에너지 6. 초임계 유체: 임계 온도 이상에 있는 고 밀도의 유체 1-5 단순 혼합물 1. 분몰 성질 (1) 분몰 부피: 큰 부피의 혼합물에다 1mol의 A를 가했을 때의 부피 변화이다. (2) 분몰 깁스 에너지 2. 라울의 법칙 P = P* x X 증기압력 비를 액체의 조성과 연관시켜주는 실험적인 식. 각 성분의 부분 압력(p) 과 순수한 액체의 증기압력(p*) 이 비가 용액 속에 들어 있는 해당 성분 의 몰분율(X)과 근사적으로 동일하다. 성분들의 구조가 비슷하면 라울의 법칙을 잘 만족함. A,B, 혼합물에서, 순수한 A로부터 순수한 B 까지에 이르는 전체 조성에서 이 법칙을 만족시키는 용액을 이상용액이라고 한다. 3. Henry 의 법칙 농도가 낮은 실제 용액에서는, 용질의 증기압력(P)이 몰분율(X)에 비례하지만, 비례상수가 순수한 상태에서의 증기압력이 아니다. P=KxX 용질은 Henry의 법칙을 따르고, 용매는 라울의 법칙을 따르는 혼합물을 이상적-묽은 용액이라고 한다. 4. 총괄성 용질 때문에 나타나고, 용질의 종류에는 무관하고 용질의 수에만 의존하는 성질. 용질에 의해서 용매의 화학 퍼텐셜이 낮아지기 때문에 나타난다. Ex) 증기 압력 내림, 끓는점 오름, 어는점 내림, 삼투압 (1) 증기압력 내림 (라울의 법칙, 헨리의 법칙) (2) 끓는점 오름, 어는점 내림: 용액의 몰랄농도에 비례 (3) 삼투: 용매는 통과시키고 용질은 통과시키지 않는 반투과성 막을 사이에 놓고, 순수한 용매와 용액을 분리시켰을 때, 순수한 용매가 용액 속으로 자발적으로 들어가는 현상. 삼투압: 이러한 용매의 용액 속으로의 유입을 막기 위해 용액에 가해야 하는 압력. 용질의 몰농도에 비례 5. 활동도 성분이 단일상 내에서 얼마나 활동적인지 나타내는 수치 이상성으로부터 얼마나 이탈하는지 정도를 알 수 있다. a1=f1/f0 A의 퓨개시티: f1, 순수한 A의 퓨개시티: f0 활동도는 그 성분의 농도에 따라 달라진다. 물질이 순수한 상태에 있으면, 활동도는 1 이고 이상 용액이다. 하지만 몰분율이 달라지면, 활동도는 그 성분의 몰분율과 일정한 상관관계를 가지게 되고, 그 관계를 나타낸 것이 활동도 계수이다. ai=γixi ai : 활동도계수, xi :몰분율 퓨개시티: 이상기체와 비교하여, 실제 기체의 effective pressure 6. Debye-Huckel 이론 전해질 용액의 활동도 계수를 구하는 이론. 이온들 사이의 정전기적 상호작용이 지배적이라고 가 정. 1-6 상평형 그림 1. 자유도: F = 2 – P + C (세기 성질) F: 자유도, P: 상의 수, C: 성분의 수 2. 단순 증류: 증기를 응축시켜 분리. 분별 증류: 끓음과 응축 단계를 연달아 하여 분리. 분별 증류의 효율은 이론단의 수를 이용하여 나타냄. 이론단 수: 응축 물을 얻는데 필요한 증발과 응축의 단계 수 위 임계용해 온도: 상 분리가 일어날 수 있는 온도의 상한. 위 임계용해 온도 이상에서는 성분들 섞임. 아래 임계용해 온도: 상 분리가 일어날 수 있는 온도의 하한. 아래 임계용해 온도 이하에서는 성 분들 섞임. 3. 공융 혼합물: 최저 용융점을 갖는 혼합물. 공융 멈춤: 공융 혼합물이 어는 동안에 냉각이 정지 되는 것. 1-7 화학평형 1. 르 샤틀리에의 원리: 평형에 있는 계에서 변화가 일어나면, 그 변화를 최소화 시키는 방향으로 반응이 일어남. 2. 화학전지: 이온 전도체인 전해질에 두 전극을 담근 것. 갈바니 전지: 자발적반응에 의해서 전류가 생기는 화학 전지. 전해 전지: 비자발적반응에 의해서 외부 전원을 통해 전류가 생기는 화학 전지. 3. 산화: 종으로부터 전자를 떼어내는 것. 환원: 종에 전자를 가하는 것. 양극: 산화가 일어나는 전극, 음극: 환원이 일어나는 극.