화학 개념 143개

이온성 고체 1몰을 기체 이온으로 분리할 때 필요한 에너지. 쿨롱 힘에 비례하며 이온 크기가 작고 전하가 클수록 격자 에너지가 크다. 보른-하버 순환으로 계산한다.

공유 결합에서 두 원자 사이를 연결하는 전자쌍의 수. 결합 차수가 클수록 결합 길이는 짧고 결합 에너지는 크다(단결합 < 이중결합 < 삼중결합).

결합 오비탈(σ, π)은 핵 사이 전자 밀도를 높여 안정화, 반결합 오비탈(σ*, π*)은 핵 사이 전자 밀도를 낮춰 불안정화. 결합 차수 = (결합 e⁻ - 반결합 e⁻)/2.

두 원자의 전기음성도 차이로 인해 전자 밀도가 한쪽에 치우쳐 쌍극자 모멘트가 발생하는 현상이다.

하나의 루이스 구조로 표현할 수 없는 분자를 복수의 루이스 구조(공명 구조)로 나타내고, 실제 분자는 이들의 혼성체임을 나타낸다. 오존(O₃)·벤젠이 대표 예.

두 원자가 전자쌍을 공유하여 형성하는 결합으로, 비금속 원소 사이에서 주로 나타난다.

금속 양이온과 자유 전자 사이의 인력으로 이루어지는 결합으로, 전기 전도성과 연성·전성을 설명한다.

양성자 수는 같고 중성자 수가 달라 질량수가 다른 같은 원소의 변종이다. ¹H·²H(중수소)·³H(삼중수소)가 대표적이며, 방사성 동위 원소는 의학·고고학에 활용된다.

전자 수가 같아 전자 배치가 동일한 이온 또는 분자. N³⁻·O²⁻·F⁻·Ne·Na⁺·Mg²⁺·Al³⁺는 모두 10 전자. 반지름은 핵전하가 클수록 작아진다.

원자의 원자가 전자를 점으로 표시하여 결합 전자쌍과 비공유 전자쌍을 나타내는 구조 표현 방식이다.

한 원자가 두 전자쌍을 모두 제공하여 형성하는 공유 결합. NH₄⁺ 형성(N의 고립 전자쌍→H⁺), 착화합물·루이스 산염기 반응에서 나타난다.

전자 껍질 안에서 각운동량 양자수(l)로 구분되는 에너지 준위 단위. s(1개), p(3개), d(5개), f(7개) 오비탈로 구성되며 파울리 배타 원리·훈트 규칙에 따라 전자가 채워진다.

직선형·굽은형·삼각평면형·사면체형 등 분자의 공간적 배열을 VSEPR로 결정하고 모형으로 나타낸다.

원자 오비탈의 선형 결합(LCAO)으로 결합 오비탈과 반결합 오비탈을 형성하는 양자역학적 결합 이론. σ, π 분자 오비탈로 구분된다.

결합 극성과 분자 기하 구조의 조합으로 분자 전체의 쌍극자 모멘트가 있는지 판단한다.

홀전자가 있으면 상자성(자석에 끌림), 모든 전자가 쌍이면 반자성(자석에 밀림). 분자 오비탈 다이어그램으로 판단하며 O₂는 상자성이다.

전하 분리의 크기와 방향을 나타내는 벡터량(μ = q × d). 데바이(D) 단위로 측정하며, 분자의 극성 여부와 용해성·끓는점에 직접 영향을 준다.

홀전자(NO, NO₂), 전자 부족(BF₃), 팔전자 초과(PCl₅, SF₆) 분자처럼 중심 원자가 8전자 규칙을 따르지 않는 경우. 3주기 이후 원소는 d 오비탈 사용 가능.

같은 종류 원자 2개가 결합했을 때 핵간 거리의 절반. 주기 진행 시 감소(Zeff 증가), 족 진행 시 증가(전자 껍질 추가). 이온 반지름과 구별된다.

내부 전자의 가리기 효과를 고려해 원자가 전자가 실제로 느끼는 핵전하. Zeff = Z - S (슬레이터 규칙)로 계산하며 주기율표 주기 진행 시 증가한다.

전자를 주고받아 생성된 양이온과 음이온 사이의 정전기적 인력으로 형성되는 화학 결합이다.

기체 상태 원자에서 전자 1개를 떼어내는 데 필요한 최소 에너지(제1이온화 에너지). 주기 진행 시 증가(핵전하 증가), 족 진행 시 감소(원자 반지름 증가).

금속에서 원자가 전자들이 특정 원자에 속하지 않고 전체 금속 격자를 자유롭게 이동하는 모형. 전기·열 전도성, 금속 광택, 연성·전성을 설명한다.

결합한 원자가 공유 전자쌍을 끌어당기는 상대적 능력으로, 주기율표에서 주기적 경향을 나타낸다.

원자핵 주위에 에너지 준위별로 구분된 전자의 주요 에너지 층으로, n=1,2,3… 으로 표기된다. 2022 개정 교육과정에서 오비탈 심화는 삭제되었으나, 전자껍질 개념은 화학 결합 이해를 위한 선수 개념으로 유지된다.

기체 상태의 중성 원자가 전자 1개를 받아들일 때 방출하는 에너지. 할로겐족이 가장 크며, 주기율표 경향성(주기·족)을 가진다.

중심 원자 주변 전자쌍이 반발을 최소화하는 방향으로 배열된다는 원리로 분자의 입체 구조를 예측한다.

원소를 원자 번호 순으로 배열하되, 화학적 성질이 유사한 원소들이 같은 족에 오도록 구성한 표. 멘델레예프가 1869년 제안. 주기·족·블록(s,p,d,f)으로 구분된다.

원소의 물리·화학적 성질(원자 반지름·이온화 에너지·전기음성도·금속성)이 주기율표에서 주기적으로 변하는 경향이다.

자연계에 존재하는 각 동위 원소의 원자량에 존재 비율(분율)을 곱하여 합산한 가중 평균값이다. 예: 염소 Cl의 평균 원자량 ≈ 35.45.

루이스 구조에서 전자를 동등 분할했을 때 각 원자에 귀속되는 가상 전하. 형식 전하의 합 = 분자/이온의 전체 전하이며, 가장 안정한 구조는 형식 전하가 0에 가깝다.

결합 형성 시 원자 오비탈이 섞여 에너지·모양이 동등한 새 오비탈 생성. sp(직선형), sp²(삼각평면), sp³(사면체), sp³d, sp³d² 혼성화가 있다.

σ결합은 핵 연결축을 따라 정면으로 겹쳐 형성(단결합·모든 결합의 첫 번째). π결합은 측면 겹침으로 형성(이중 결합의 두 번째, 삼중 결합의 두·세 번째). π결합은 회전을 제한.

중화 적정에서 산과 염기의 몰 당량이 정확히 같아지는 점이 당량점. 지시약(페놀프탈레인·메틸 오렌지)의 변색 범위가 당량점 pH에 맞아야 한다.

H⁺를 내놓는 산과 OH⁻를 내놓는 염기(아레니우스) 및 양성자 주개·받개(브뢴스테드)로 산염기를 정의한다. 일반선택 화학에서 기초 정의를 다루며, 심화(Ka·Kb·완충)는 진로선택 화학 반응의 세계에서 다룬다.

전자를 잃는 산화와 전자를 얻는 환원이 항상 동시에 일어나는 반응이다.

원자가 이온 결합하였다고 가정할 때 갖는 가상적 전하로, 산화·환원 반응을 추적하는 데 사용된다.

산의 H⁺와 염기의 OH⁻가 반응하여 물과 염을 생성하는 반응이다.

농도를 아는 산(또는 염기) 표준 용액으로 미지 염기(또는 산)의 농도를 결정하는 정량 분석법이다.

화학 결합을 끊는 데 필요한 에너지.

오비탈을 규정하는 주양자수·방위·자기·스핀 양자수.

전자가 존재할 확률 분포를 나타내는 s·p·d 오비탈.

톰슨·러더퍼드·보어 모형을 거쳐 발전한 원자 구조의 이해.

쌓음·파울리·훈트 규칙에 따른 전자의 오비탈 배치.

평형계에 가해진 변화(농도·온도·압력)를 완화하는 방향으로 평형이 이동한다는 원리이다.

임의의 조건에서 농도비로 계산한 반응 지수 Q. Q<K이면 정반응, Q>K이면 역반응, Q=K이면 평형 방향을 예측한다.

가역 반응이 동적 평형 상태에 도달했을 때 생성물과 반응물 농도비로 나타내는 일정한 값이다.

농도 평형 상수 Kc와 압력 평형 상수 Kp의 관계: Kp = Kc(RT)^Δn. Δn은 기체 몰수의 변화량이다. 기체 반응에서 Kp와 Kc의 차이를 계산한다.

아보가드로수(6.022×10²³)를 기반으로 물질의 양을 몰 단위로 환산하고 다루는 화학의 기본 단위 체계이다.

용액 1 L 속 용질의 몰수로 나타내는 농도 표현법으로, 용액 제조와 희석 계산에 활용된다.

실험식은 원자 수의 가장 간단한 정수비이며, 분자식은 실제 분자 내 원자 수를 나타낸다. 원소 분석(%조성)과 몰 질량으로 분자식을 결정한다.

화학 반응식의 계수비를 이용하여 반응물·생성물의 몰수와 질량 관계를 정량적으로 계산한다.

탄소-12 기준 상대 원자량을 이용하여 화학식량과 몰 질량을 계산한다.

먼저 소모되어 반응을 제한하는 반응물이 한계 반응물이며, 이론적 수율에 대한 실제 수율의 백분율이 퍼센트 수율이다.

반응물과 생성물을 화학식으로 나타내고 계수를 맞추어 질량 보존 법칙을 표현한 식이다.

100만 분의 1 단위로 나타내는 질량 비율 농도(mg/kg 또는 mg/L). 환경 오염 물질·미량 성분 분석에 주로 사용된다.

일정 부피에서 기체의 압력은 절대 온도에 비례한다(P/T = 상수). 압력솥·자동차 타이어 압력 변화를 설명한다.

같은 온도에서 기체 확산 속도는 분자량의 제곱근에 반비례한다(u ∝ 1/√M). UF₆ 동위 원소 분리·향기 확산 설명에 이용된다.

기체 분자들의 무작위 운동으로 이상 기체 법칙을 미시적으로 유도하는 이론. 평균 운동 에너지 = (3/2)kT이며 맥스웰-볼츠만 분포로 속력 분포를 기술한다.

일정 온도에서 기체의 압력과 부피는 반비례한다(P₁V₁ = P₂V₂). 17세기 보일이 발견하였으며 이상 기체 방정식의 등온 극한이다.

순간 쌍극자에 의해 유발되는 분자 간 인력으로, 모든 분자에 작용하며 분자량이 클수록 강해진다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

분산력·쌍극자-쌍극자 힘·수소 결합 등 분자 사이에 작용하는 인력으로, 물질의 끓는점·녹는점을 결정한다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

끓는점은 분자 간 인력의 세기를 반영한다. 수소 결합 > 쌍극자-쌍극자 > 분산력 순으로 강하며, 같은 종류 힘이라면 분자량이 클수록 끓는점이 높다.

온도-압력 좌표에서 고체·액체·기체 안정 영역과 상 경계(융해 곡선·증기압 곡선·승화 곡선), 삼중점·임계점을 나타내는 그림이다.

일정 압력에서 기체의 부피는 절대 온도에 비례한다(V/T = 상수). 0 K에서 부피가 0이 되는 절대 영도 개념으로 이어진다.

전기음성도가 큰 N·O·F에 결합된 H 원자와 인접 분자의 비공유 전자쌍 사이의 강한 분자 간 인력이다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

극성 분자 사이에서 (+)극과 (-)극이 인력을 통해 정렬되는 분자 간 인력. 분산력보다 강하며 끓는점·증기압에 영향을 준다.

같은 온도·압력에서 모든 기체는 같은 부피 속에 같은 수의 입자를 포함한다(V ∝ n). STP에서 기체 1몰의 부피 ≈ 22.4 L.

PV=nRT 를 만족하는 이상 기체의 압력·부피·온도·몰수 관계를 나타내는 상태 방정식이다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

액체와 기체가 동적 평형을 이루는 압력이 증기압이며, 증기압이 외부 압력과 같아지는 온도가 끓는점이다. 분자 간 힘이 강할수록 증기압 낮고 끓는점 높다.

돌턴의 분압 법칙: 혼합 기체의 전체 압력은 각 성분 기체의 분압의 합과 같다. 몰 분율로 분압을 계산한다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

균일 촉매는 반응물과 같은 상(예: 효소), 불균일 촉매는 다른 상(예: 자동차 촉매 변환기의 Pt, Pd). 효소는 생체 내 특이적 불균일 촉매.

반응물 농도가 초기 값의 절반으로 줄어드는 데 걸리는 시간. 1차 반응의 반감기: t₁/₂ = 0.693/k (농도와 무관).

전체 반응이 일어나는 단계별 기초 반응(elementary step)의 순서. 속도 결정 단계(느린 단계)가 전체 반응 속도를 결정하며, 중간체가 등장한다.

단위 시간당 반응물 농도 감소 또는 생성물 농도 증가로 정의하는 화학 반응의 빠르기이다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

실험으로 결정되는 속도 상수와 반응물 농도의 거듭제곱으로 나타내는 반응 속도의 수학적 표현이다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

k = A·e^(-Ea/RT). 속도 상수 k와 온도 T의 관계를 활성화 에너지 Ea로 나타내는 식. ln k 대 1/T 그래프의 기울기에서 Ea를 구한다.

반응 전후 자신은 변하지 않으면서 활성화 에너지를 낮추어 반응 속도를 증가시키는 물질이다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

반응이 일어나려면 충분한 운동 에너지(≥Ea)를 가진 입자들이 올바른 방향으로 충돌해야 한다. 유효 충돌 횟수가 반응 속도를 결정한다.

반응이 일어나기 위해 반응물이 넘어야 하는 에너지 장벽으로, 아레니우스 식으로 정량화된다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

전자쌍을 받는 것이 루이스 산, 주는 것이 루이스 염기. 양성자 없이도 적용되는 가장 광범위한 산염기 정의. BF₃(산)+NH₃(염기) → F₃B-NH₃.

물의 자동 이온화: 2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. 25°C에서 Kw = [H⁺][OH⁻] = 1.0×10⁻¹⁴. pH + pOH = 14 관계의 근거.

약산·약염기의 이온화 상수(Ka·Kb)와 물의 이온곱(Kw)을 이용하여 수용액의 pH를 정량적으로 계산한다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

약산·약염기에서 유래한 염이 물과 반응하여 산성 또는 염기성 용액을 만드는 반응이다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

소량의 산·염기를 첨가해도 pH 변화가 거의 없는 용액으로, 혈액의 항상성 유지에 핵심적 역할을 한다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

약산·약염기의 부분적 이온화 정도를 나타내는 평형 상수로, 산·염기 세기를 정량적으로 비교한다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

이온화된 전해질 분자 수를 처음 전해질 분자 수로 나눈 비율(α). 강산·강염기는 α≈1, 약산·약염기는 α<<1. Ka = Cα²/(1-α).

적정 과정에서 가해진 표준 용액 부피에 따른 pH 변화 그래프. 강산-강염기·약산-강염기 적정에서 곡선 모양이 다르며 완충 영역과 당량점을 구분한다.

완충 용액의 pH = pKa + log([A⁻]/[HA]). 약산-짝염기 완충 시스템의 pH를 계산하는 식으로, 생화학·의학에서 혈액 완충 계산에 널리 쓰인다.

수용액의 산성·염기성 정도를 나타내는 척도로, pH=-log[H⁺] 로 정의되며 0~14 범위를 갖는다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

pOH = -log[OH⁻]. 염기성 용액에서 수산화 이온 농도를 나타내는 척도. pH + pOH = pKw = 14(25°C).

금속이 전기화학적 산화로 이온화되는 과정. 철의 녹(Fe₂O₃·nH₂O) 형성이 대표적. 희생 양극(Zn)·부동태 피막·도금으로 방지한다.

아연(-극)과 구리(+극)를 황산아연·황산구리 용액에 담근 최초의 실용 갈바닉 전지. 전자는 Zn→Cu 방향으로 흐르며 기전력 ≈ 1.10 V.

산화 반쪽과 환원 반쪽 반응식을 전자 수를 맞추어 합산해 완전한 산화·환원 반응식을 완성한다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

수소·산소 등 연료를 직접 전기화학 반응시켜 전기를 생산하는 장치. 부산물은 물이므로 친환경적. PEM형·인산형·용융탄산염형 등 종류가 다양하다.

외부 전원으로 비자발적 산화·환원 반응을 일으켜 전기 에너지를 화학 에너지로 변환하는 과정이다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

자발적 산화·환원 반응의 화학 에너지를 전기 에너지로 변환하는 장치로, 볼타 전지가 대표적이다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

전기 분해에서 석출·용해되는 물질의 양은 통과한 전기량(쿨롬)에 비례한다(Q = nFz). F = 96485 C/mol. 도금·전기야금 공정 설계의 기초.

표준 조건에서 반쪽 전지의 환원 경향을 수소 전극 기준으로 나타낸 전압으로, 전지 기전력 계산에 쓰인다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

비휘발성 용질을 녹이면 용액의 끓는점이 순수 용매보다 높아지는 현상. ΔTb = Kb × m (m: 몰랄 농도, Kb: 끓는점 오름 상수).

혼합물에서 특정 성분의 몰수를 전체 몰수로 나눈 값(χ_i = n_i/n_total). 라울 법칙·기체 분압 계산에 사용된다.

용매 1 kg에 녹아 있는 용질의 몰수(mol/kg). 온도 변화에 독립적이어서 총괄성 계산에 사용되는 농도 표현이다.

반투막을 사이에 두고 용매가 농도 낮은 쪽에서 높은 쪽으로 이동하는 삼투를 막는 데 필요한 압력. π = iMRT (반트호프 식).

비휘발성 용질을 녹이면 어는점이 순수 용매보다 낮아지는 현상. ΔTf = Kf × m. 자동차 부동액(에틸렌글리콜), 도로 제설(NaCl)에 이용된다.

용질의 종류와 무관하게 용질 입자 수에 의존하는 용액의 성질로, 끓는점 오름·어는점 내림·삼투압이 포함된다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

용질과 용매 사이의 인력이 용질-용질, 용매-용매 사이 인력보다 클 때 자발적으로 용해된다. 격자 에너지와 수화 에너지의 차이가 용해열을 결정한다.

특정 온도에서 용매 100 g에 최대 용해될 수 있는 용질의 질량(g). 고체는 온도 상승으로 보통 증가, 기체는 온도 상승으로 감소(헨리 법칙).

비휘발성 용질이 용해되면 라울 법칙(P = χ_solvent·P°)에 따라 용액의 증기압이 순수 용매보다 낮아지는 현상. 끓는점 오름·어는점 내림의 원인.

일정 온도에서 기체의 용해도는 용액 위 기체 부분압에 비례한다(C = kH·P). 탄산음료의 CO₂ 용해·잠수병 설명에 적용된다.

단위체(모노머)가 공유 결합으로 반복 연결된 거대 분자로, 합성 고분자와 천연 고분자로 구분된다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

4개의 서로 다른 치환기를 가진 비대칭 탄소(키랄 탄소)로 인해 서로 거울상인 한 쌍의 이성질체. 편광면 회전 방향이 반대이며 생물학적 활성이 다르다.

분자식이 같지만 원자 연결 순서(골격·위치·기능기 이성질체)가 다른 화합물. 부탄(n-부탄과 아이소부탄)이 대표적 탄소 골격 이성질체이다.

C=C 이중 결합이나 고리 구조로 회전이 제한될 때 나타나는 입체 이성질체. 시스(같은 방향)와 트랜스(반대 방향)로 구분하며 물성이 다르다.

C₆H₆ 고리 구조로 공명에 의해 안정화된 방향족 탄화수소. π 전자가 비편재화되어 첨가보다 친전자성 방향족 치환(EAS) 반응을 선호한다.

카보닐기와 아미노기가 결합한 -CO-NH- 구조. 단백질의 펩타이드 결합이 아마이드 결합이며, 나일론 등 합성 섬유에도 포함된다.

아미노기(-NH₂, -NHR, -NR₂)를 가진 화합물. NH₃에서 유래하여 염기성을 가지며, 카복실산과 반응하여 아마이드 결합을 형성한다.

카보닐기(C=O)를 포함하는 화합물. 알데하이드(-CHO, 말단)는 산화되어 카복실산이 되고, 케톤(C=O, 내부)은 산화되지 않는다.

C≡C 삼중 결합을 포함하는 불포화 탄화수소(CₙH₂ₙ₋₂). 에타인(아세틸렌)이 대표적. 첨가 반응이 두 단계로 일어날 수 있다.

단일 결합만으로 이루어진 사슬형·고리형 탄화수소(CₙH₂ₙ₊₂). 메테인·에테인·프로페인 등. 연소 반응과 치환 반응(할로겐화)이 주요 반응이다.

C=C 이중 결합을 하나 이상 포함하는 불포화 탄화수소(CₙH₂ₙ). 에텐·프로펜이 대표적. 첨가 반응(수소화·할로겐화·수화)이 주요 반응이다.

하이드록시기(-OH)를 갖는 유기 화합물. 에탄올이 대표적. 1차·2차·3차로 분류되며 산화하면 알데하이드·케톤·카복실산으로 전환된다.

카복실산과 알코올의 축합 반응으로 생성되는 -COO- 결합을 가진 화합물. 과일 향기의 주성분이며 유지·비누화 반응의 기초.

산소 원자 양쪽에 알킬기가 결합한 R-O-R' 구조. 다이에틸에터가 대표적 마취제. 극성이 낮아 유기 용매로 사용된다.

분자식은 같지만 구조(구조 이성질체)나 공간 배열(입체 이성질체)이 다른 화합물이다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

유기 화합물의 화학적 성질을 결정하는 원자단으로, 하이드록시기·카르복시기·아미노기 등이 있다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

분자에서 원자나 원자단이 이탈하여 이중(삼중) 결합이 형성되는 반응. 알코올의 탈수 반응(에탄올→에텐)이 대표적 제거 반응이다.

이중·삼중 결합에 다른 원자나 분자가 첨가되어 단일 결합으로 전환되는 유기 반응이다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

이중 결합을 가진 단위체들이 아무것도 떨어져 나가지 않고 그대로 연결되는 중합 반응. 폴리에틸렌(PE), 폴리프로필렌(PP), PVC, PTFE가 해당한다.

단위체들이 반응할 때 H₂O 등의 소분자가 빠져나오면서 중합되는 반응. 나일론(아마이드 결합), 폴리에스터(에스터 결합), 단백질·핵산이 해당한다.

유기 화합물의 수소 원자(또는 작용기)가 다른 원자나 원자단으로 대체되는 유기 반응으로, 알케인의 할로겐화가 대표적이다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

카복시기(-COOH)를 가진 유기산. 아세트산·포름산이 대표적. 알코올과 에스터화 반응, 염기와 중화 반응을 한다.

탄소와 수소만으로 이루어진 유기 화합물로, 알케인·알켄·알카인·벤젠 계열로 분류된다. 진로선택 「화학 반응의 세계」 소속.

기체 상태 분자에서 공유 결합 1몰을 균일 분열할 때 필요한 에너지. ΔH_rxn ≈ Σ(결합 에너지)_반응물 - Σ(결합 에너지)_생성물.

ΔG=ΔH-TΔS 로 화학 반응의 자발성 여부를 판단하는 열역학 함수이다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

이온성 고체 생성 엔탈피를 여러 단계(승화·이온화·전자 친화·격자 에너지)로 분해하여 헤스 법칙으로 격자 에너지를 간접 계산하는 열화학 순환.

반응물→전이 상태→생성물의 에너지 변화를 그린 도형. 활성화 에너지(Ea), 반응 엔탈피(ΔH), 촉매 효과(Ea 감소)를 한 그림으로 표현한다.

일정 압력에서의 열 함량 변화(ΔH)로, 발열 반응(ΔH<0)과 흡열 반응(ΔH>0)을 정량화한다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

계의 무질서도(미시 상태 수)를 나타내는 열역학 상태 함수로, 자발적 과정에서 증가한다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

자발적 반응은 엔트로피가 증가하거나 엔탈피가 감소하는 방향으로 일어난다. 열역학 제2법칙: 고립계의 전체 엔트로피는 항상 증가한다.

표준 상태(25°C, 1 atm)에서 가장 안정한 홑원소 물질 1몰로부터 화합물 1몰을 생성할 때의 엔탈피 변화(ΔHf°). 헤스 법칙 계산의 기초 데이터.

반응 엔탈피는 경로에 무관하고 반응물과 생성물의 상태만으로 결정된다는 열화학 법칙이다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

이미 존재하는 이온과 공통인 이온을 추가하면 해당 이온의 평형이 억제되는 현상. 난용성 염의 용해도가 공통 이온 존재 시 감소한다.

난용성 이온성 화합물의 포화 수용액에서 이온 농도의 곱. AgCl의 Ksp = [Ag⁺][Cl⁻]. 침전 형성 여부를 이온 곱(IP)과 Ksp 비교로 예측한다.