CaCO 3 ( s) ＋ CO 2 (aq) ＋ H 2 O(l) = Ca 2 ＋ (aq) ＋ 2HCO 3 － (aq)

1. Chapter 6 Chemical Equilibrium CaCO3(s) ＋ CO2(aq) ＋ H2O(l) = Ca2＋(aq) ＋ 2HCO3－(aq) HCO3 －(aq) ＋ H＋(aq) s --- > CO2(g) ＋ H2O(l)

2. aA + bB = cC + dD in its standard state HA = H＋ ＋A－K1＝ [H＋][A－] /[HA] 만약 반응의 방향을 바꾸면 새 K값은 처음 K값의 역수가 된다. H＋ ＋A－= HA K1′＝ [HA]/[H＋][A－] ＝1/K1 HA = H＋＋ A－K1 H ＋＋ C = CH ＋K2 ---------------------------------- HA＋ C = A－ ＋ CH ＋K3 K3＝K1K2＝[H＋][A－] /[HA] ·[CH ＋] /[H＋][C] ＝[A－] ·[CH ＋] /[HA] [C]

4. 6-2 Equilibrium and Thermodynamics Enthalpy change, ΔH는 일정 압력하에서 반응이 일어날 때 흡수되는 열이다. Standard enthalpy change, ΔH°는 모든 반응물과 생성물이 표준 상태에 있을 때 흡수하는 열을 가리킨다. HCl(g) = H＋(aq) ＋ Cl－(aq) 25℃에서 ΔH° ＝ －74.85 kJ/mol (6-3) ΔH: 양수인 반응을 흡열 반응 (endothermic), 음수인 반응을 발열 반응 (exothermic).

5. Entropy, S는 “무질서”의 척도 KCl(s) = K＋(aq) ＋ Cl－(aq) 25℃, ΔS° ＝ ＋76.41 J/(K·mol) (6-4) ΔS°는 모든 화학종이 표준 상태에 있을 때 엔트로피 변화 . ΔS°가 양수인 것은 K＋(aq) 1몰과 Cl－(aq) 1몰을 합한 것이 용매 물에 KCl(s) 1몰을 더한 것보다 더 무질서하다는 뜻이다. 25℃에서 반응 6-3의 ΔS° ＝ －130.4 J/(K·mol) 이다. 수용액에 있는 이온들은 용매 물에 기체 HCl을 더한 것 보다 덜 무질서하다.

6. - Chemical Reaction:음수의 ΔH (발열) 및/또는 양수의 ΔS (엔트로피의 증가)에 의해 생성물을 만드는 쪽으로 진행된다. - ΔH가 음수이고 ΔS가 양수이면 분명히 그 반응은 유리하지만, ΔH가 양수이고 ΔS가 음수이면 분명히 불리하다.

7. Gibbs Free Energy, ΔG - ΔG가 음수이면 그 반응은 자발적이다. ΔG° ＝ ΔH° － TΔS° ＝ (－74.85 × 103 J/mol) － (298.15 K) (－130.4 J/K·mol) ＝ －35.97 kJ/mol - 어떤 반응의 평형 상수와 그 반응의 에너지(ΔH°와 ΔS°) 를 관련 짓기 위함. R는 기체 상수[＝ 8.314 472 J/(K·mol)] 이고, T는 절대 온도이다. ΔG°가 더 음수이면, 평형 상수는 더 커진다. R는 기체 상수[＝ 8.314 472 J/(K·mol)] 이고, T는 절대 온도이다. K ＝ e－ΔG°/RT K ＝ e－(－35.97 × 103 J/mol)/[8.314 472 J/(K·mol)(298.15 K)＝ 2.00 ×106

9. Le Chˆatelier’s principle: Reaction quotient: Because Q > K, the reaction must go to the left

10. When the temperature changes: The term including e ᅀS/R is independent of T. The term e-ᅀH/RT increases with increasing temperature if ᅀHo is positive, and decreases if it is negative. K of the endothermic reaction increases if T is raised. K of the exothermic reaction decreases if T is raised.

11. 6-3 Solubility product Ion pair

12. Common ion effect A salt will be less soluble if one of its constituent ions is already present in the solution.

13. Separation by Precipitation Q < Ksp for PbI2, Pb ions will not precipitate. Co-precipitation: foreign ions adsorbed on the precipitate.

14. 6-4 Complex Formation Lewis Acid and Bases

15. Effect of Complex Ion Formation on Solubility

17. When [I-] = 1.0 M, [Pb]total = 3.2 x 10-4 M 6-5 Protic Acids and Bases - Hydronium ion: H3O+ Brønsted－Lowry Acids and Bases: Acid: proton donor, Base: proton acceptor Salt: Any ionic solid

18. Conjugate Acids and Bases

19. The Nature of H+ and OH-

23. Autoprotolysis - Protic solvents have a reactive H+

24. 6-6 pH

28. Is There Such a Thing as Pure Water? 6-7 Strength of Acids and Bases Strong Acids and Bases

30. Weak Acids and Bases Ka: Acid dissociation constant Kb: Base hydrolysis constant

31. Common Classes of Weak Acids and Bases

36. Polyprotic Acids and Bases

40. Kal(또는 K1) 은 가장 많은 양성자를 가진 산성 화학종에 대한 것이고, Kbl은 가장 적은 양성자를 가진 염기성 화학종에 대한 것이다.

41. Relationship between Ka andKb

42. Carbonic Acid

49. 6-8 Solving Equilibrium Problems