AP 화학

학습 목표 1.1.A: 차원 분석 및 몰 개념을 사용하여 물질의 양이나 입자의 상대적 개수를 계산합니다.

• 1.1.A.1 실험실 작업 중에는 입자를 직접 세는 것이 불가능하므로, 반응하는 물질의 질량과 화학 변화에 관여하는 실제 입자 수 사이에 연결 고리가 있어야 합니다.
• 1.1.A.2 아보가드로 상수($N_{\mathrm{A}} = 6.022 \times 10^{23}\ \mathrm{mol}^{-1}$)는 순수 시료 내 몰 수와 해당 물질의 구성 입자(또는 식 단위) 수 사이의 연결 고리를 제공합니다.
• 1.1.A.3 개별 원자나 분자의 질량을 원자 질량 단위(amu)로 표현하면 유용한데, 이는 한 입자(원자 또는 분자) 또는 식 단위의 amu 평균 질량이 해당 물질의 몰 질량(g)과 수치상 항상 같기 때문입니다. 따라서 물질의 질량과 그物质이 포함하는 입자 수 사이에는 정량적 연결고리가 존재합니다.
  • 식: $n = m/M$

학습 목표 1.2.A: 원소의 질량 스펙트럼과 동위 원소들의 질량 간의 정량적 관계를 설명합니다.

• 1.2.A.1 단일 원소를 포함하는 시료의 질량 스펙트럼을 통해 해당 원소의 동위 원소 종류를 식별하고 자연 내 각 동위 원소의 상대적 풍부도를 알 수 있습니다.
• 1.2.A.2 동위 원소 질량과 상대적 풍부도를 사용하여 가중평균을 취함으로써 원소의 평균 원자 질량을 추정할 수 있습니다.
  • 제외 사항: AP 시험에서는 다중 원소를 포함하는 시료의 질량 스펙트럼 해석이나 단전하 단원자 이온 외의 종에서 기인하는 피크에 대한 평가는 진행되지 않습니다.

학습 목표 1.3.A: 순수 물질의 원소 구성 비율(질량 기준)과 실험식 사이의 정량적 관계를 설명합니다.

• 1.3.A.1 일부 순수 물질은 개별 분자로 구성되어 있는 반면, 다른 물질들은 식 단위로 기술된 고정 비율로 결합된 원자나 이온으로 구성됩니다.
• 1.3.A.2 고정 조성의 법칙에 따르면, 어떤 순수 시료의 구성 원소 간 질량 비는 항상 동일합니다.
• 1.3.A.3 화합물 내 원소들의 원자 수 최소 정수 비를 나열한 화학식을 험식이라고 합니다.

학습 목표 1.4.A: 순수 물질의 원소 구성 비율(질량 기준)과 혼합물 내 물질의 조성 간의 정량적 관계를 설명합니다.

• 1.4.A.1 순수 물질은 단일 유형의 원자, 분자 또는 식 단위를 포함하며, 혼합물은 두 가지 이상의 유형의 원자, 분자 또는 식 단위를 포함하여 상대적 비율이 변할 수 있습니다.
• 1.4.A.2 원소 분석을 사용하여 물질 내 원자의 상대적 수를 결정하고 순도를 확인할 수 있습니다.

학습 목표 1.5.A: 오버바우 원리를 사용하여 원소 원자 또는 이온의 기저 상태 전자 배치를 나타냅니다.

• 1.5.A.1 원자는 음전하를 띤 전자와 양성자와 중성자로 구성된 양전하를 띤 핵으로 구성되어 있습니다.
• 1.5.A.2 쿨롱의 법칙은 두 전하 입자 사이의 힘을 계산하는 데 사용됩니다.
  • 식: $F_{coulombic} \propto \dfrac{q_1 q_2}{r^2}$
• 1.5.A.3 원자와 이온 내에서 전자는 기저 상태 전자 배치가 설명하듯 '껍질(에너지 준위)'과 '아껍질(하준위)'에 있다고 생각할 수 있습니다. 안쪽 전자를 코어 전자, 바깥쪽 전자를 원자가 전자라고 부릅니다. 전자 배치는 오버바우 원리에 의해 규정되고 원주기율표에 의해 예시되는 양자역학으로 설명됩니다.
  • 제외 사항: 원자 내 아껍질의 전자에 양자수를 부여하는 것은 AP 시험에서 평가되지 않습니다.
• 1.5.A.4 원자나 이온의 서로 다른 아껍질, 혹은 서로 다른 원자나 이온의 동일한 아껍질에서 전자를 제거하는 데 필요한 상대적 에너지(이온화 에너지)는 쿨롱의 법칙의 정성적 적용을 통해 추정할 수 있습니다. 이 에너지는 핵으로부터의 거리와 핵의 유효(차폐) 전하와 관련이 있습니다.

학습 목표 1.6.A: 원자나 이온의 광전자 스펙트럼과 다음 사이의 관계를 설명합니다: i. 종의 기저 상태 전자 배치. ii. 전자와 핵 사이의 상호작용.

• 1.6.A.1 주어진 껍질의 전자 에너지는 광전자 스펙트로스코피(PES)를 통해 실험적으로 측정할 수 있습니다. PES 스펙트럼의 각 피크 위치는 해당 아껍질에서 전자를 제거하는 데 필요한 에너지와 관련이 있으며, 각 피크의 상대적 높이는 해당 아껍질의 전자 수에 비례합니다(이상적인 경우).

학습 목표 1.7.A: 원소들의 원자 성향의 성향과 전자 구조 및 주기율 사이의 관계를 설명합니다.

• 1.7.A.1 주기율표의 배열은 원소들의 반복적 성향 패턴에 기반하며, 이는 원자 내 완전히 또는 부분적으로 채워진 껍질(및 아껍질) 전자의 존재와 기저 상태 전자 배치 패턴에 의해 설명됩니다.
  • 배제 사항: 오부바우 원리에 예외가 되는 원소의 전자 배정을 쓰는 것은 AP 시험 평가 대상이 아닙니다.
• 1.7.A.2 주기율표 내 원자 성질의 경향(주기성)은 주기율표 상 해당 원소의 위치를 통해 예측할 수 있으며, 쿨롱의 법칙, 껍질 모델, 차폐 및 유효 핵전하의 개념을 사용하여 질적으로 이해할 수 있습니다. 이러한 성질에는 다음이 포함됩니다:
  • i. 이온화 에너지
  • ii. 원자 반지름 및 이온 반지름
  • iii. 전자 친화도
  • iv. 전기음성도.
• 1.7.A.3 주기율(1.7.A.2 참조)은 데이터가 부재한 상황에서 성질의 값을 예측/추정하는 데 유용합니다.

학습목표 1.8.A: 원소들의 반응성 경향과 주기율 간의 관계를 설명하시오.

• 1.8.A.1 두 원자가 화학 결합을 형성할 확률은 원소들의 원外层전자와 핵 사이의 상호작용에 의해 결정됩니다.
• 1.8.A.2 주기율표의 같은 세로줄에 있는 원소들은 유사한 화합물을 형성하는 경향이 있습니다.
• 1.8.A.3 이온 화합물에 있는 원자의 일반적인 전하수는 원外层전자의 개수에 따라 결정되며, 주기율표에서의 위치에 의해 예측될 수 있습니다.

학습목표 2.1.A: 결합의 종류와 결합에 참여하는 원소들의 성질 간의 관계를 설명하시오.

• 2.1.A.1 주족 원소의 전기음성도는 주기가 왼쪽에서 오른쪽으로 갈수록 증가하고, 족이 위에서 아래로 갈수록 감소합니다. 이러한 경향은 원자의 전자 구조, 껍질 모델, 그리고 쿨롱의 법칙을 통해 질적으로 이해할 수 있습니다.
• 2.1.A.2 전기음성도가 유사한 원자 사이에서 공유되는 원外层전자는 비극성 공유결합을 구성합니다. 예를 들어, 탄소는 수소보다 약간 더 전기음성도가 높지만, 탄소와 수소 사이의 결합은 실질적으로 비극성입니다.
• 2.1.A.3 전기음성도가 다른 원자 사이에서 공유되는 원外层전자는 극성 공유결합을 구성합니다.
  • i. 전기음성도가 높은 원자는 결합 내 다른 원자와 비교하여 부분적인 음전하를 띠게 됩니다.
  • ii. 단일 결합에서는 전기음성도의 차이가 클수록 큰 결합 쌍극자를 가집니다.
  • iii. 모든 극성 결합은 일부 이온적 특성을 가지며, 이온 결합과 공유 결합의 차이는 명확하게 구분되기보다는 연속체입니다.
• 2.1.A.4 전기음성도의 차이만으로는 결합을 이온 결합 또는 공유 결합으로 분류할 수 있는 유일한 기준이 아닙니다. 일반적으로 금속과 비금속 사이의 결합은 이온 결합이고, 두 비금속 사이의 결합은 공유 결합입니다. 화합물의 성질을 분석하는 것이 결합의 종류를 규명하는 가장 좋은 방법입니다.
• 2.1.A.5 금속 고체에서 금속 원자의 원外层전자는 국지화되지 않고 특정 원자에 종속되지 않는 delocalized(비국지화된) 것으로 간주됩니다.

학습목표 2.2.A: 상호작용 강도에 영향을 미치는 요인을 기반으로 퍼텐셜 에너지와 원자 간 거리 간의 관계를 표현하시오.

• 2.2.A.1 퍼텐셜 에너지와 원자 간 거리(핵-핵 거리)의 그래프는 원자 간 상호작용을 설명하기 위한 유용한 표현 방식입니다.此类 그래프는 평형 결합 길이(퍼텐셜 에너지가 가장 낮을 때의 원자 간 거리)와 결합 에너지(원자를 분리하는 데 필요한 에너지)를 모두 보여줍니다.
• 2.2.A.2 공유결합에서 결합 길이는 원자 코어의 크기와 결합 서열(즉, 단일, 이중, 삼중 결합)에 의해 영향을 받습니다. 결합 서열이 높을수록 결합 길이는 짧아지고 결합 에너지는 커집니다.
• 2.2.A.3 쿨롱의 법칙을 사용하여 양이온과 음이온 간의 상호작용 강도를 이해할 수 있습니다.
  • i. 상호작용 강도가 각 이온의 전하에 비례하므로, 더 큰 전하수는 더 강한 상호작용을 의미합니다.
  • ii. 상호작용 강도는 이온 중심(핵) 사이의 거리가 줄어들어 증가하므로, 더 작은 이온은 더 강한 상호작용을 유도합니다.

학습목표 2.3.A: 쿨롱의 법칙과 구성 이온의 성질에 부합하는 입자 모델로 이온 고체를 표현하시오.

• 2.3.A.1 이온 결정 내의 양이온과 음이온은 양이온과 음이온 사이의 인력을 극대화하고 반발력을 최소화하도록 체계적이고 주기적인 3차원 배열을 이룹니다.
  • 제외 사항: 구체적인 결정 구조에 대한 지식은 학습목표를 이해하는 데 필수적이지 않으며, AP 시험에서 출제되지 않습니다.

학습목표 2.4.A: 물질에 존재하는 구조 및 상호작용의 핵심 특징을 보여주는 모델을 사용하여 금속 고체 및/또는 합금을 표현하시오.

• 2.4.A.1 금속 결합은 비국지화된 원外层전자로 둘러싸인 양의 금속 이온의 배열로 표현할 수 있습니다(즉, "전자 바다" 모델).
• 2.4.A.2 입자간 합금은 원자 반지름이 크게 다른 원자 사이에 형성되는데, 작은 원자들이 큰 원자 사이의 공간(간격)을 채웁니다(예: 철의 간격을 탄소占据了하는 강철).
• 2.4.A.3 치환형 합금은 반지름이 유사한 원자 사이에 형성되는데, 하나의 원자가 격자 내에서 다른 원자를 대체합니다.(예: 특정 황동 합금에서 구리를 대체하는 다른 원소,通常是锌).

학습 목표 2.5.A: 루이스 도식을 사용하여 분자를 표현한다.

• 2.5.A.1 루이스 도식은 확립된 원칙에 따라 구성할 수 있다.

학습 목표 2.6.A: 등가 구조 사이의 공명을 반영하거나 형식 전하를 사용하여 비등가 구조 중 하나를 선택하는 루이스 도식으로 분자를 표현한다.

• 2.6.A.1 여러 개의 등가 루이스 구조를 구성할 수 있는 경우, 공명을 루이스 구조의 보정 요소로 포함해야 한다. 이러한 많은 경우에서 이 보정은 분자 구조와 성질을 정성적으로 정확히 예측하기 위해 필요하다.
• 2.6.A.2 옥텟 규칙과 형식 전하는 가능한 여러 유효한 루이스 도식 중에서 분자 구조와 성질을 예측하는 데 가장 좋은 모델이 되는 것을 결정하는 기준으로 사용할 수 있다.
• 2.6.A.3 모든 모델과 마찬가지로 루이스 구조 모델 사용에는 한계가 있으며, 특히 원자가 전자의 개수가 홀수인 경우에 그 한계가 뚜렷하다.

학습 목표 2.7.A: 루이스 도식, VSEPR 이론, 결합 순서 및 결합 극성 간의 관계에 근거하여:

• i. 분자의 구조적 특성을 설명한다.

• ii. 분자의 전자적 특성을 설명한다.

• 2.7.A.1 VSEPR 이론은 중심 원자 주위의 전자 쌍 배치를 예측하기 위한 기초로 전자 간의 쿨롱 반발력을 사용한다.

• 2.7.A.2 다음을 포함한 많은 공유 결합 분자와 다원자 이온의 전자적 및 구조적 특성을 예측하려면 루이스 도식과 VSEPR 이론을 모두 사용해야 한다:

  • i. 분자 기하학(직선형, 삼각 평면형, 사면체형, 삼각 피라미드형, 은형, 삼각 이중피라미드형, 지그재그형, T자형, 팔면체형, 사각 피라미드형, 사각 평면형)
  • ii. 결합 각도
  • iii. 결합 순서에 기반한 상대 결합 에너지
  • iv. 상대 결합 길이(다중 결합, 원자 반지름의 영향)
  • v. 쌍극자 모멘트의 존재 여부
  • vi. 분자 또는 다원자 이온 내 원자의 원자가 궤도함수의 혼성화

• 2.7.A.3 '혼성화' 및 '혼성 원자 궤도함수'라는 용어는 중심 원자 주위의 전자 배치를 설명하는 데 사용된다. 중심 원자가 $sp$ 혼성화될 때 이상적인 결합 각도는 $180°$이며, $sp^2$ 혼성화된 원자의 결합 각도는 $120°$이고, $sp^3$ 혼성화된 원자의 결합 각도는 $109.5°$이다.

  • 제외 사항: 혼성 궤도함수의 유도 과정과 표현에 대한 이해는 AP 시험에서 평가되지 않는다. 과정에서는 시그마 결합과 파이 결합의 구별, VSEPR을 이용한 분자 모양 설명, 그리고 $sp$, $sp^2$, $sp^3$ 명명법이 포함된다.
  • 제외 사항: d 궤도함수를参与的한 혼성화는 AP 시험에서 평가되지 않는다. 중심 원자를 둘러싼 전자 쌍이 네 쌍보다 많은 경우, 학생들은 생성된 분자의 형태만 담당해야 한다.

• 2.7.A.4 결합 형성은 원자 궤도함수 간의 중첩과 관련이 있다. 다중 결합에서 이러한 중첩은 시그마 결합과 파이 결합의 형성으로 이어진다. 시그마 결합에서의 중첩은 파이 결합보다 강하므로, 시그마 결합이 파이 결합보다 높은 결합 에너지를 가지는 것이 반영된다. 파이 결합의 존재는 결합의 회전을 방지하고 기하 이성질체를 형성하게 한다.

  • 제외 사항: 분자 궤도함수 이론은 결합에 대한 더 깊은 통찰을 제공하기 위한 방법으로 권장된다. 그러나 AP 시험은 분자 궤도함수 도식, 분자 궤도함수의 채우기, 그리고 결합 궤도함수, 비결합 궤도함수, 반결합 궤도함수之间的의 구분을 명시적으로 평가하지 않는다.

학습 목표 3.1.A: 다음 조건에서 분자의 화학 구조와 분자 간 힘의 상대적 강도 간의 관계를 설명한다: i. 분자가 동일한 화학 종일 때. ii. 분자가 서로 다른 두 화학 종일 때.

• 3.1.A.1 런던 분산력은 임시적이고 변동하는 쌍극자 사이의 쿨롱 상호작용의 결과이다. 런던 분산력은 큰 분자 사이에서 종종 가장 강력한 총괄적인 분자 간 힘이다.
  • i. 분산력은 분자 간의 접촉 면적이 증가함에 따라 커지며, 분자의 극화성이 증가함에 따라 커진다.
  • ii. 분자의 극화성은 분자 내 전자의 수와 전자 구름의 크기가 증가함에 따라 커진다. 파이 결합의 존재에 의해 증강된다.
  • iii. '런던 분산력'이라는 용어는 '반데르발스 힘'이라는 용어와 동의로 사용되어서는 안 된다.
• 3.1.A.2 극성 분자의 쌍극자 모멘트는 다른 화학 종과의 추가 상호작용을 유발한다.
  • i. 극성과 비극성 분자 사이에는 쌍극자-유도 쌍극자 상호작용이 존재한다. 이 힘은 항상 인력이다. 이 힘의 세기는 극성 분자의 쌍극자 모멘트 크기 및 비극성 분자의 극화성에 따라 증가한다.
  • ii. 극성 분자 사이에는 쌍극자-쌍극자 상호작용이 존재한다. 상호작용의 세기는 쌍극자의 크기와 상대적인 방향성에 따라 달라진다. 극성 분자 간의 상호작용은 Comparable 크기의 비극성 분자 간의 상호작용보다 일반적으로 크며, 이는 이러한 상호작용이 런던 분산력에 추가로 작용하기 때문이다.
  • iii. 이온-쌍극자 인력 상호작용은 이온과 극성 분자 사이에 존재한다. 이들은 쌍극자-쌍극자 힘보다 일반적으로 강하다.
• 3.1.A.3 dipole-dipole 및 ion-dipole 힘의 상대적 강도와 방향 의존성은 분자 쌍극자 모멘트를 유발하는 부분 전하의 부호를 고려하고, 이러한 부분 전하가 이온이나 인접한 쌍극자와 어떻게 상호작용하는지를 분석함으로써 질적으로 이해할 수 있다.
• 3.1.A.4 수소 결합은 높은 전기음성도 원자(N, O, F)에 공유 결합된 수소 원자가 다른 분자의 전기음성도 원자(N, O, F) 또는 동일한 분자의 다른 부분에 의해 형성된 쌍극자의 음극侧로 끌리는 경우 존재하는 강한 분자간 상호작용이다.
• 3.1.A.5 거대한 생물대분자에서 비공유 결합 상호작용은 서로 다른 분자 사이나 동일한 거대한 생물대분자의 서로 다른 영역 사이에서 발생할 수 있다.

학습 목표 3.2.A: 물질의anganscopic(거시적) 성질, 물질의 입자 수준 구조, 그리고 이들 입자 간의 상호작용 사이의 관계를 설명하시오.

• 3.2.A.1 액체와 고체의 많은 성질은 존재하는 분자간 힘의 강도와 종류에 의해 결정된다. 분자간 상호작용이 물질이 기화될 때 완전히 극복되므로, 증기압과 끓는점은 이러한 상호작용의 강도와 직접적으로 관련된다. 녹는점 또한 상호작용 강도와 상관관계가 있는 경향이 있으나, 상호작용이 단순히 재배열되기 때문에 녹는 과정에서는 관계가 더 미묘할 수 있다.
• 3.2.A.2 여러 상호작용 화학종을 보여주는 입자 수준 표현은 분자간 상호작용이 어떻게 거시적 성질을 형성하는지 전달하거나 이해하는 데 유용한 수단이다.
• 3.2.A.3 이온 간의 강력한 상호작용으로 인해 이온성 고체는 낮은 증기압, 높은 녹는점, 높은 끓는점을 가지는 경향이 있다. 한 층이 다른 층 위를 미끄러질 때 동전하 간의 반발력이 발생하므로 이온성 고체는 깨지기 쉽다(brittle). 이온이 이동 가능한 상태일 때(즉, 이온성 고체가 용융된 상태 또는 물或其他 용매에 용해된 상태)에만 전기를 전도한다.
• 3.2.A.4 공유 결합 네트워크 고체에서 원자들은 3차원 네트워크(예: 다이아몬드) 또는 2차원 네트워크의 층(예: 석영)으로 공유 결합되어 있다. 이들은 비금속 및 금속성 소元素(metalloids)만으로 형성되며, 원소(예: 다이아몬드, 석영) 또는 이원 화합물(예:二氧化硅 및碳化硅)이다. 강력한 공유 결합 상호작용으로 인해 공유 결합 고체는 높은 녹는점을 가진다. 3차원 네트워크 고체는 고정된 공유 결합 각도로 인해 단단하고 딱딱하다. 그러나 인접한 층들이 서로 쉽게 미끄러질 수 있으므로 석영은 부드럽다.
• 3.2.A.5 분자 결정은 공유 결합으로 연결된 개별적인 분자 단위로 구성되며, 이러한 단위는 상대적으로 약한 분자간 힘에 의해 서로 끌어당겨져 있다. 분자 간 힘이 상대적으로 약하기 때문에 분자 결정은 일반적으로 낮은 융점을 가진다. 전자가 공유 결합 내부와 각 구성 분자의 비결합 전자 쌍에 강하게 묶여 있어 전기 전도성을 나타내지 않는다. 분자 결정은 때로는 매우 큰 분자나 고분자로 구성되어 있기도 한다.
• 3.2.A.6 금속 결정은 자유 전자가 존재하여 전기 및 열의 좋은 전도체이다. 또한 금속핵들이 구조를 재배열하는 데易于하기 때문에 연성(유연함)과 신도(인장성)가 있는 경향이 있다. 입자 간 합금에서 입자 간 원자는 격자를 더 경직되게 만들어 연성과 신도를 감소시킨다. 합금은 일반적으로 이동 가능한 전자의 바다를 유지하므로 전도성을 유지한다.
• 3.2.A.7 거대 생물 분자나 고분자에서는 다른 분자 사이 또는 동일한 거대 생물 분자의 다른 영역 사이에 비공유적 상호작용이 발생할 수 있다. 이러한 분자의 기능과 성질은 주로 비공유적 상호작용에 의해 결정되는 분자의 형태에 크게 의존한다.

학습 목표 3.3.A: 입자 수준 모델로 고체, 액체 및 기체 상태 간의 차이를 표현하시오.

• 3.3.A.1 고체는 입자가 규칙적인 3차원 구조로 배열된 결정성일 수도 있으며, 입자가 규칙적이고 질서 있는 배치를 가지지 않은 비정질일 수도 있다. 두 경우 모두 개별 입자의 운동은 제한되어 있으며, 입자들은 서로에 대해 전체적인 평이운 이동을 하지 않는다. 고체의 구조는 입자 간 상호작용과 입자들이 함께 채워질 수 있는 능력에 영향을 받는다.
• 3.3.A.2 액체의 구성 입자들은 서로 밀접하게 접촉해 있으며, 지속적으로运动和 충돌한다. 입자의 배치와 운동은 입자 사이의 힘(예: 극성, 수소 결합, 온도 등)의 성질과 세기에 영향을 받는다.
• 3.3.A.3 특정 물질의 고체 및 액체 상태는 보통 유사한 몰 부피를 갖는데, 이는 두 상태 모두에서 구성 입자들이 항상 밀접하게 접촉하고 있기 때문이다.
• 3.3.A.4 기체 상태에서는 입자가 끊임없이 운동한다. 충돌 빈도와 평균 간격은 온도, 압력, 부피에 의존한다. 이러한 지속적인 운동과 입자 간 힘의 영향이 미미하기 때문에 기체는 일정한 부피나 일정한 모양을 갖지 않는다.
  • 제외 사항: AP 시험에서 상도(상도표)의 이해/해석은 평가되지 않는다.

학습 목표 3.4.A: 이상 기체 법칙을 사용하여 기체 또는 기체 혼합물의 시료에 대한anganscopic(거시적) 특성의 관계를 설명하시오.

• 3.4.A.1 이상 기체의anganscopic(거시적) 특성은 이상 기체 법칙을 통해 관련된다:
  • EQN: $PV = nRT$.
• 3.4.A.2 이상 기체의 혼합물이 포함된 시료에서 각 성분(부분 압력)이 가하는 압력은 다른 성분들과 독립적이다. 따라서 혼합물 내 기체의 부분 압력은 몰 분율($X$)에 비례하며, 시료의 총압은 부분 압력의 합이다.
  • EQN: $P_{A} = P_{total} \times X_{A}$, 여기서 $X_{A} =$몰 A/전체 몰수;
  • EQN: $P_{total} = P_{A} + P_{B} + P_{C} + \ldots$
• 3.4.A.3 $P$, $V$, $T$, 그리고 $n$ 간의 관계에 대한 그래프 표현은 기체의 거동을 묘사하는 데 유용하다.

학습 목표 3.5.A: 입자의 운동과 기체의anganscopic(거시적) 특성 간의 관계를 다음과 같이 설명하시오: i. 운동 분자 이론(KMT). ii. 입자 수준 모델. iii. 그래프 표현.

• 3.5.A.1 운동 분자 이론(KMT)은 기체의anganscopic(거시적) 특성을 기체 내 입자의 운동과 연관시킨다. 맥스웰-볼츠만 분포는 특정 온도에서의 입자의 운동 에너지 분포를 묘사한다.
• 3.5.A.2 물질 시료 내 모든 입자는 지속적이고 무작위적인 운동을 한다. 입자의 평균 운동 에너지는 다음 식에 따라 평균 속도와 관련된다:
  • EQN: $KE = \frac{1}{2}\,mv^{2}$.
• 3.5.A.3 물질 시료의 켈빈 온도는 시료 내 입자의 평균 운동 에너지에 비례한다.
• 3.5.A.4 맥스웰-볼츠만 분포는 특정 온도에서의 입자의 에너지/속도에 대한 그래프 표현을 제공한다.

학습 목표 3.6.A: 기체의 비이상적 거동, 입자 간 힘 및/또는 부피 간의 관계를 설명하시오.

• 3.6.A.1 이상 기체 법칙은 실제 기체의 실제 거동을 설명하지 못한다. 기체 분자 간의 입자 간 인력으로 인해 이상 기체 법칙으로부터의 편차가 발생할 수 있는데, 특히 응축 조건에 가까운 상태에서这种现象尤为显著。편차는 또한 입자 자체의 부피로 인해 발생할 수 있으며, 특히 극도로 높은 압력에서是这样。

학습 목표 3.7.A: 용질의 입자 수, 용액의 부피 또는 몰농도를 계산하시오.

• 3.7.A.1 용액은 균일 혼합물(homogeneous mixture)으로도 불리며, 고체, 액체, 기체 중 하나일 수 있다. 용액에서는 시료 전반에 걸쳐anganscopic(거시적) 특성이 변하지 않는다. 이질적 혼합물(heterogeneous mixture)에서는anganscopic(거시적) 특성이 혼합물 내 위치에 따라 달라진다.
• 3.7.A.2 용액의 조성은 다양한 방식으로 표현될 수 있으며, 실험실에서 가장 일반적으로 사용되는 방법은 몰농도이다.
  • EQN: $M = n_{solute}/L_{solution}$

학습목표 3.8.A: 혼합물에 대한 입자 모델 활용: i. 구성 요소 간의 상호작용을 표현한다. ii. 구성 요소의 농도를 표현한다.

• 3.8.A.1 용액의 입자 표현은 용액 내 구성 요소의 상대적 농도를 그림으로 보여주거나 구성 요소 간 상호작용을 나타내는 도면을 통해 용액의 구조와 성질을 전달한다.
  • 제외 사항: AP 시험에서 합동성질(colligative properties)은 평가되지 않는다.
  • 제외 사항: 용액에 대한 몰분율, 질량 분율 및 부피 분율 계산은 AP 시험에서 평가되지 않는다.

학습목표 3.9.A: 분자 간 상호작용에 기반하여 분리 실험 결과를 설명한다.

• 3.9.A.1 액체 용액의 구성 요소는 여과로 분리할 수 없다. 그러나 구성 요소 간의 분자 간 상호작용 차이를 이용하는 공정을 통해 분리할 수 있다.
  • i. 크로마토그래피(종이, 얇은층, 컬럼)는 용액(유동상)의 구성 요소 간 및 정지상의 표면 구성 요소와의 분자 간 상호작용 강도의 차이를 이용하여 화학 종을 분리한다. 생성된 크로마토그램을 사용하여 혼합물 내 구성 요소의 상대적 극성을 유추할 수 있다.
  • ii. 증류는 구성 요소 간 및 구성 요소와 정지상 간의 분자 간 상호작용 강도의 차이와 이러한 상호작용이 혼합물 내 구성 요소의 증기압에 미치는 영향을 이용하여 화학 종을 분리한다.

학습 목표 3.10.A: 수용성 및 비수용성 용매에서의 이온성 및 분자성 화합물의 용해도와 입자 간의 분자간 상호작용 사이의 관계를 설명하시오.

• 3.10.A.1 유사한 분자간 상호작용을 가진 물질들은 서로Miscible하거나 용해되는 경향이 있다.

학습 목표 3.11.A: 전자기 스펙트럼의 특정 영역과 해당 영역에 연관된 분자 또는 전자 전이 유형의 관계를 설명하시오.

• 3.11.A.1 다양한 스펙트럼 영역에서의 광자 흡수 또는 방출의 차이는 분자 운동 또는 전자 전이의 종류에 따라 달라진다:
  • i. 마이크로파 복사는 분자 회전 에너지 준위의 전이와 관련된다.
  • ii. 적외선 복사는 분자 진동 에너지 준위의 전이와 관련된다.
  • iii. 자외선/가시광선 복사는 전자 에너지 준위의 전이와 관련된다.

학습 목표 3.12.A: 원자나 분자의 전자 전이에 대한 흡수되거나 방출되는 광자의 성질을 설명하시오.

• 3.12.A.1 광자가 원자나 분자에 흡수(또는 방출)되면, 해당 종의 에너지는 광자의 에너지 값만큼 증가(또는 감소)한다.
• 3.12.A.2 전자기파의 파장은 주파수와 빛의 속도를 다음과 같은 식으로 연결한다:
  • EQN: $c = \lambda\nu$.

광자의 에너지는 플랑크의 식을 통해 전자기파의 주파수와 연결된다:

• EQN: $E = h\nu$.

학습 목표 3.13.A: 분자 또는 이온의 용액이 흡수하는 빛의 양이 농도,光路长度(경로 길이), 및 몰 흡광계수와의 관계를 설명하시오.

• 3.13.A.1 베어-람베르트 법칙은 다음 식에 따라 용액의 빛 흡수를 세 가지 변수와 연결한다:

  • EQN: $A = \varepsilon bc$.

  몰 흡광계수 $\varepsilon$는 화학적 종이 특정 파장의 빛을 얼마나 강하게 흡수하는지를 나타낸다. 경로 길이 $b$와 농도 $c$는 빛의 경로 내에 있는 빛 흡수 입자의 수에 비례한다.

• 3.13.A.2 대부분의 실험에서는 경로 길이와 빛의 파장이 일정하게 유지된다. 이러한 경우 흡광도는 흡수하는 분자 또는 이온의 농도에만 비례한다. 분광광도계는 측정의 최대 민감도를 보장하기 위해 일반적으로 분석 대상 종의 최대 흡광도(최적 파장)로 설정된다.

학습목표 4.1.A: 물질의 화학 변화 및 물리 변화 증거를 식별한다.

• 4.1.A.1 물리 변화는 물질의 성질이 변하지만 조성은 변하지 않는 경우 발생한다. 물질의 상 변화(고체, 액체, 기체) 또는 물질 혼합물의 형성/분리는 일반적인 물리 변화이다.
• 4.1.A.2 화학 변화는 물질이 새로운 물질로 전환되는 경우 발생하며,通常是 조성의 차이가 따른다. 열이나 빛의 방출, 기체의 형성, 침전물의 형성 및/또는 색상 변화는 화학 변화가 일어났음을 알 수 있는 가능한 증거이다.

학습목표 4.2.A: 균형 잡힌 화학식 또는 순 이온식을 사용하여 물질의 변화를 표현한다: i. 물리 변화에 대해. ii. 반응물 및/또는 생성물의 정체성에 대한 주어진 정보에 대해. iii. 주어진 화학 반응의 이온에 대해.

• 4.2.A.1 모든 물리적 및 화학적 과정은 균형 잡힌 식으로 기호적으로 표현될 수 있다.
• 4.2.A.2 화학식은 화학 변화를 나타낸다. 이러한 변화는 원자가 새로운 조합으로 재배열되는 결과이므로, 화학 변화의 어떤 표현도 변화 전후에 모든 원소의 원자 수가 동일해야 한다. 따라서 식들은 화학 반응에서 질량과 전하가 보존됨을 보여준다.
• 4.2.A.3 균형 잡힌 분자식, 완전 이온식 및 순 이온식은 화학 반응을 표현하기 위해 사용되는 서로 다른 기호 형태이다. 사용될 문맥에 따라 적합한 형식을 선택한다.

학습목표 4.3.A: 주어진 화학 반응이나 물리적 과정을 일관된 입자 모델로 표현한다.

• 4.3.A.1 다양한 형태로 된 균형 잡힌 화학식은 기호적 입자 표현으로 번역될 수 있다.

학습목표 4.4.A: 거시적 특성과 결합 상호작용 사이의 관계를 다음에 대해 설명한다: i. 화학적 과정. ii. 물리적 과정.

• 4.4.A.1 화학 결합의 파절 및/또는 형성이 동반되는 과정은 일반적으로 화학적 과정으로 분류된다. 상 변화와 같이 분자 간 상호작용의 변화만 동반하는 과정은 일반적으로 물리적 과정으로 분류된다.
• 4.4.A.2 때때로 물리적 과정에는 화학 결합의 파절이 포함된다. 예를 들어, 염이 물에 용해되는 것은 물리적 과정인지 화학적 과정인지에 대한 타당한 논리가 제시될 수 있으며, 이는 이온 결합의 파절과 이온 및 용매 간의 이온-극성 분자 상호작용의 형성을 포함한다.

학습목표 4.5.A: 화학적 과정에 대한 균형 잡힌 반응 식을 바탕으로 반응물 및 생성물의 양 변화에 대해 설명한다.

• 4.5.A.1 화학적 과정에서 원자는 보존되어야 하므로, 알려진 반응물의 양을 사용하여 생성물의 양을 계산하거나, 알려진 생성물의 양을 사용하여 반응물의 양을 계산할 수 있다.
• 4.5.A.2 균형 잡힌 화학식의 계수는 반응에 관여하는 물질의 양之间的 비례 관계에 대한 정보를 포함한다. 이러한 값들은 몰 개념을 사용하는 화학 계산에 사용할 수 있다.
• 4.5.A.3 화학양론 계산은 이상 기체 법칙 및 몰농도 관련 계산과 결합되어 기체와 용액을 정량적으로 연구하는 데 사용될 수 있다.

학습목표 4.6.A: 적정 반응이 완결된다고 가정할 때, 적정제 및 분석물의 양을 기반으로 적정의 등량점을 식별한다.

• 4.6.A.1 적정법은 용액 속 분석물의 양을 결정하는 데 사용될 수 있다. 적정제는 분석물과 특이적이고 정량적으로 반응하는 물질이 알려진 농도를 가진다. 적정의 등가점은 분석물이 적정제에 있는 반응 물질에 의해 완전히 소모될 때 발생한다. 등가점은 종종 색과 같은 성질의 변화로 표시되며, 이는 등가점에 도달할 때 일어난다. 이러한 관측 가능한 현상을 적정의 종말점이라고 한다.

학습 목표 4.7.A: 반응을 산-염기 반응, 산화-환원 반응 또는 침전 반응으로 식별한다.

• 4.7.A.1 산-염기 반응은 화학적 종 사이에서 하나 이상의 양성자($\text{H}^+$ 이온)를 전달하는 과정입니다.
• 4.7.A.2 산화-환원(레독스) 반응은 관련 입자의 산화수 변화를 통해 나타나는 것처럼 화학적 입자 사이에서 하나 이상의 전자를 이동시키는 것을 포함한다. 연소는 중요한 산화-환원 반응의 하위 분류로서, 한 입자가 산소 기체와 반응하는 경우이다. 탄화수소의 경우 완전 연산의 생성물은 이산화탄소와 물이다.
• 4.7.A.3 레독스 반응에서 전자는 산화된 입자에서 환원된 입자로 이동한다.
  • 배제 사항: '환원제'와 '산화제'라는 용어의 의미는 AP 시험에서 평가되지 않는다.
• 4.7.A.4 산화수는 반응물과 생성물의 각 원자에 부여될 수 있으며, 이는 레독스 반응에서 산화된 입자와 환원된 입자를 식별하는 데 효과적인 방법인 경우가 많다.
• 4.7.A.5 침전 반응은 수용액에서 이온을 혼합하여 불용성 또는 저용해성 이온 화합물을 생성하는 것이 일반적이다. 모든 나트륨, 칼륨, 암모늄 및 질산염 염기는 물에 용해된다.
  • 배제 사항: 4.7.A.5에 함축되지 않는 '용해도 규칙'의 외우기 암기는 AP 시험에서 평가되지 않는다.

학습 목표 4.8.A: 해당 입자를 통한 양성자 이동에 근거하여 브렌스테드-라우리 산, 염기 및/또는 공액 산-염기 쌍으로 입자를 식별한다.

• 4.8.A.1 정의에 따르면 브렌스테드-라우리 산은 양성자 공여체이고 브렌스테드-라우리 염기는 양성자 수용체이다.
• 4.8.A.2 오직 수용액에서만 물은 분자 구조가 용질 입자로부터 양성자를 수용하고 용질 입자에게 양성자를 공여할 수 있어 많은 산-염기 반응에서 중요한 역할을 한다.
• 4.8.A.3 산이나 염기가 물에서 이온화되면 공액 산-염기 쌍을 식별하고 상대적인 강도를 비교할 수 있다.
  • 배제 사항: 루이스 산-염기 개념은 AP 시험에서 평가되지 않는다. AP 화학에서는 수용액에서의 반응에 중점을 둔다.

학습 목표 4.9.A: 반반응을 사용하여 균형 잡힌 레독스 반응식을 표현한다.

• 4.9.A.1 레독스 반응의 균형 잡힌 화학식은 반반응으로부터 구성할 수 있다.

학습 목표 5.1.A: 화학 반응 속도와 실험 매개변수 간의 관계를 설명한다.

• 5.1.A.1 화학 반응의 동역학은 단위 시간당 반응물이 생성물로 전환되는 양의 속도로 정의된다.
• 5.1.A.2 반응물과 생성물 농도의 변화율은 균형 잡힌 화학식의 계량학적 관계에 의해 결정된다.
• 5.1.A.3 반응 속도는 반응물 농도, 온도, 표면적, 촉매 및 기타 환경 요인에 영향을 받는다.

**학습 목표 5.2.A:**的实验数据与一致的速率定律表达式表示。

• 5.2.A.1 실험적 방법을 사용하여 반응 시간 경과에 따른 반응물 및/또는 생성물의 양을 모니터링하고 반응 속도를 결정할 수 있다.
• 5.2.A.2 속도 법칙은 반응 속도가 각 반응물의 농도의 지수승에 비례함을 나타낸다.
• 5.2.A.3 속도 법칙에서 각 반응물의 지수는 해당 반응물에 대한 반응 차수이다. 속도 법칙에서 반응물 농도의 지수 합은 전체 반응 차수이다.
• 5.2.A.4 속도 법칙의 비례 상수를 속도 상수라고 한다. 이 상수의 값은 온도에 의존하며, 단위는 전체 반응 차수를 반영한다.
• 5.2.A.5 초기 속도 비교는 각 반응물에 대한 차수를 결정하는 방법 중 하나이다.

학습 목표 5.4.A: 계량학적 비율을 사용하여 기본 반응을 속도 법칙 식으로 표현한다.

• 5.4.A.1 기본 반응의 속도 법칙은 충돌에 참여하는 입자의 계량학적 비율로부터 추론할 수 있다.
• 5.4.A.2 세 개 이상의 입자가 동시에 충돌하는 기본 반응은 드물다.

학습 목표 5.5.A: 기본 반응의 속도와 입자 충돌의 빈도, 에너지, 방향 사이의 관계를 설명한다.

• 5.5.A.1 기본 반응이 성공적으로 생성물을 산출하기 위해서는 반응물이 결합 파열 및 형성 사건을 유발하기 위해 성공적으로 충돌해야 한다.
• 5.5.A.2 대부분의 반응에서 충돌의 소수만이 반응으로 이어진다. 성공적인 충돌은 활성화 에너지를 극복하기에 충분한 에너지를 가지고 있으며, 필요한 방식으로 결합이 재배열될 수 있는 방향성을 가져야 한다.
• 5.5.A.3 맥스웰-볼츠만 분포 곡선은 입자 에너지의 분포를 나타내며, 이 분포를 사용하여 반응으로 이어질 만큼 충분한 에너지를 가진 충돌의 비율에 대한 정성적 추정과 그 비율이 온도에 따라 어떻게 달라지는지 파악할 수 있다.

학습 목표 5.6.A: 반응 에너지 프로파일을 사용하여 기본 반응에서의 활성화 에너지와 전체 에너지 변화를 표현한다.

• 5.6.A.1 기본 반응은 일반적으로 일부 결합의 파열과 새로운 결합의 형성을 포함한다.
• 5.6.A.2 반응 좌표는 반응물을 재배열하여 생성물을 형성하는 데 관여하는 복잡한 운동의 조합을 그래프로 그릴 수 있는 축이다.
• 5.6.A.3 에너지 프로파일은 반응 좌표를 따라 에너지를 보여주는데, 이는 일반적으로 반응물에서 시작하여 전이 상태를 거쳐 생성물로 진행된다. 반응물과 전이 상태 사이의 에너지 차이가 정반응의 활성화 에너지이다.
• 5.6.A.4 기본 반응의 속도는 온도에 의존하는데, 전이 상태에 도달할 만큼 충분한 에너지를 가진 입자 충돌의 비율이 온도에 따라 달라지기 때문이다. 아레니우스 방정식은 기본 반응 속도의 온도 의존성과 전이 상태에 도달하기 위해 분자 충돌이 필요로 하는 활성화 에너지를 연결한다.
  • 제외 사항: 아레니우스 방정식을 사용하는 계산 문제는 AP 시험에서 출제되지 않는다.

학습 목표 5.7.A: 반응 메커니즘의 구성 요소를 식별한다.

• 5.7.A.1 반응 메커니즘은 일련의 기본 반응 또는 단계가 순서대로 일어나는 것으로 구성된다. 구성 요소에는 반응물, 중간체, 생성물, 촉매 등이 포함될 수 있다.
• 5.7.A.2 기본 단계들을 합친 것은 화학 반응의 전체 평형 방정식과 일치해야 한다.
• 5.7.A.3 반응 중간체는 일부 기본 단계에서 생성되고 다른 단계에서 소모되므로 반응이 진행되는 동안에만 존재한다.
• 5.7.A.4 반응 중간체의 실험적 탐지는 한 반응 메커니즘을 지지하는 증거를 구축하는 데 자주 사용되는 방법이며, 이를 통해 대체 메커니즘과 구분할 수 있다.
  • 제외 사항: 반응 중간체 탐지에 관련된 데이터 수집에 대한 내용은 AP 시험에서 출제되지 않는다.

학습 목표 5.8.A: 첫 번째 단계가 속도 결정 단계인 메커니즘으로부터 반응의 속도 법칙을 식별한다.

• 5.8.A.1 모든 기본 단계가 비가역이거나 첫 단계가 속도 결정 단계인 반응 메커니즘에서, 반응 속도는 가장 느린 기본 단계(즉, 속도 결정 단계)의 분자성(molecularity)에 의해 결정된다.
  • 제외 사항: 반응 중간체 탐지에 관련된 데이터 수집에 대한 내용은 AP 시험에서 출제되지 않는다.

학습 목표 5.9.A: 첫 단계가 속도 결정 단계가 아닌 메커니즘을 가진 반응에 대한 속도 법식을 식별한다.

• 5.9.A.1 첫 기본 반응이 속도 결정 단계가 아닐 경우, 속도 법식 표현을 도출하기 위해 사전 평형과 같은 근사法을 적용해야 한다.

학습 목표 5.10.A: 다단계 반응의 활성화 에너지와 전체 에너지 변화를 반응 에너지 프로파일로 표현한다.

• 5.10.A.1 메커니즘 내 각 기본 반응의 열역학에 대한 지식을 통해 다단계 반응의 에너지 프로파일을 구성할 수 있다.

학습 목표 5.11.A: 촉매가 반응에 미치는 효과와 반응 메커니즘의 변화 간의 관계를 설명한다.

• 5.11.A.1 촉매가 반응 속도를 증가시키기 위해서는 촉매를 추가하여 유효 충돌의 수를 증가시키고/또는 기존 반응 좌표 대비 낮은 활성화 에너지를 갖는 반응 경로를 제공해야 한다.
• 5.11.A.2 촉매를 포함하는 반응 메커니즘에서 촉매의 순 농도는 일정하다. 그러나 촉매는 종종 반응의 속도 결정 단계에서 소모된 후 메커니즘의 후속 단계에서 다시 재생되는 경우가 많다.
• 5.11.A.3 일부 촉매는 반응물(들)에 결합하여 반응을 가속화한다. 반응물은 더 유리하게 배향되거나 낮은 활성화 에너지로 반응할 수 있다. 촉매가 반응물(들)에 결합된 새로운 반응 중간체가 있는 경우가 많다. 많은 효소가 이러한 방식으로 기능한다.
• 5.11.A.4 일부 촉매는 촉매와 반응물(들) 사이의 공유 결합을 포함한다. 예로는 산-염기 촉매가 있으며, 여기서 반응물이나 중간체는 양성자를 얻거나 잃는다. 이는 새로운 반응 중간체와 해당 중간체를 포함하는 새로운 기본 반응을 도입한다.
• 5.11.A.5 표면 촉매中的作用에서 반응물이나 중간체는 표면에 결합하거나 표면과 공유 결합을 형성한다. 이는 이러한 새로운 결합된 반응 중간체를 포함하는 기본 반응을 도입한다.

학습 목표 6.1.A: 화학적 또는 물리적 변환과 관련된 에너지 변화와 실험적 관측 사이의 관계를 설명한다.

• 6.1.A.1 시스템 내 온도 변화는 에너지 변화를 나타낸다.
• 6.1.A.2 물질의 가열이나 냉각, 상변화, 화학적 변환 등 흡열 및 방열 과정으로서 시스템 내 에너지 변화를 설명할 수 있다.
• 6.1.A.3 화학 반응이 일어나면 시스템의 에너지는 감소(방열 반응), 증가(흡열 반응), 또는 일정하게 유지될 수 있다. 방열 반응의 경우, 반응 종(시스템)이 잃은 에너지는 열 전달 또는 시스템에 의한 일로 인해 주변 환경으로 이동하여 환경이 얻게 된다.同理, 흡열 반응의 경우, 시스템은 열 전달 또는 시스템에 가해진 일로 인해 주변 환경으로부터 에너지를 얻게 된다.
• 6.1.A.4 용액 형성 과정은 용해 전후의 분자 간/입자 간 상호작용의 상대적 강도에 따라 방열 또는 흡열 과정이 될 수 있다.

학습 목표 6.2.A: 화학적 또는 물리적 변환을 에너지도로 표현한다.

• 6.2.A.1 물리적 또는 화학적 과정은 해당 과정이 흡열인지 방열인지를 보여주는 에너지도로 설명할 수 있다.

학습 목표 6.3.A: 열에너지의 이동과 분자 충돌 사이의 관계를 설명한다.

• 6.3.A.1 따뜻한 물체 내부 입자의 평균 운동 에너지는 차가운 물체의 입자보다 크다.
• 6.3.A.2 열접촉 상태인 입자 간의 충돌은 에너지 이동을 초래할 수 있다. 이 과정은 '열전달', '열교환', 또는 '열로서의 에너지 이동'이라고 한다.
• 6.3.A.3 입자가 계속 충돌하면서 결국 열평형에 도달한다. 열평형 상태에서는 두 물체의 평균 운동 에너지가 동일하므로, 온도가 같아진다.

학습 목표 6.5.A: 몰 수와 상변화의 몰엔탈피를 기반으로 상변화를 거치는 시스템이 흡수하거나 방출하는 열 $q$의 변화를 설명한다.

• 6.5.A.1 물질을 녹이기(또는 끓이기) 위해서는 시스템에 에너지를 전달해야 한다. 따라서 고체-액체(또는 액체-기체) 상변화가 일어나면서 시스템의 에너지는 증가한다.同理, 얼거나 응축할 때는 시스템이 에너지를 방출하며, 액체-고체(또는 기체-액체) 상변화가 일어나면서 시스템의 에너지는 감소한다. 순수 물질의 경우 상변화 동안 온도는 일정하게 유지된다.
• 6.5.A.2 상변화过程中 흡수된 에너지는 반대 방향으로의 보충적인 상변화过程中 방출된 에너지와 같다. 예를 들어, 어떤 물질의 응축 몰엔탈피는 그 물질의 기화 몰엔탈피의 음수 값과 같다.同理, 융합 몰엔탈피를 사용하여 물질을 녹일 때 흡수되는 에너지와 얼릴 때 방출되는 에너지를 계산할 수 있다.

학습 목표 6.6.A: 화학 반응이 일어나는 시스템이 흡수하거나 방출하는 열을 $q$, 반응 물질의 몰 수 및 반응의 몰 엔탈피와 관련시켜 계산한다.

• 6.6.A.1 반응의 엔탈피 변화는 일정 압력에서 화학 반응이 방출(음수 값)하거나 흡수(양수 값)하는 열 에너지량을 나타낸다.
• 6.6.A.2 반응 생성물이 주변 환경과 다른 온도를 가질 때, 열평형을 이루기 위해 주변 환경과 에너지를 교환한다. 발열 반응에서는 반응물이 생성물로 전환됨에 따라 열 에너지가 주변으로 전달된다. 흡열 반응에서는 반응물이 생성물로 전환됨에 따라 열 에너지가 주변으로부터 전달된다.
• 6.6.A.3 결합의 단절과 형성에 의해 반응 생성물의 화학적 퍼텐셜 에너지는 반응물과 다르다. 이 에너지 차이는 입자의 운동 에너지 변화를 초래하며, 이는 온도 변화로 나타난다.
  • 제외 사항: 엔탈피와 내부 에너지 간의 기술적 구별은 AP 시험에서 평가되지 않는다. AP 수준에서 연구되는 대부분의 반응은 일정 압력 하에서 진행되며, 이 경우 과정의 엔탈피 변화는 반응의 열(즉, 에너지)과 같다.

학습 목표 6.7.A: 반응에서 끊어지고 형성된 결합의 평균 결합 에너지를 기반으로 반응의 엔탈피 변화를 계산한다.

• 6.7.A.1 화학 반응 중 결합이 끊어지거나 형성되며, 이러한 사건들은 시스템의 퍼텐셜 에너지를 변화시킨다.
• 6.7.A.2 반응물 분자 내의 모든 결합을 끊는 데 필요한 평균 에너지는 반응물 분자 내의 모든 결합의 평균 결합 에너지를 합산하여 추정할 수 있다. 마찬가지로, 생성물 분자 내의 결합이 형성될 때 방출되는 평균 에너지도 추정할 수 있다. 방출된 에너지가 필요한 에너지보다 크면 반응은 발열이다. 필요한 에너지가 방출된 에너지보다 크면 반응은 흡열이다.

학습 목표 6.8.A: 표준 생성 엔탈피를 기반으로 화학적 또는 물리적 과정의 엔탈피 변화를 계산한다.

• 6.8.A.1 표준 생성 엔탈피 표를 사용하여 반응의 표준 엔탈피를 계산할 수 있다.
  • 식: $\Delta H^{\circ}_{reaction} = \Sigma \Delta H^{\circ}_{f\ products} - \Sigma \Delta H^{\circ}_{f\ reactants}$

학습 목표 7.1.A: 가역적인 화학적 또는 물리적 과정이 발생하고 평형이 성립되는 것의 관계, 그리고 실험적 관측 결과를 설명한다.

• 7.1.A.1 많은 관측 가능한 과정은 가역적이다. 예로는 물의 증발 및 응축, 기체의 흡착 및 탈착, 염류의 용해 및 침전이 있다. 중요한 가역 화학적 과정으로는 산-염기 반응에서의 양성자 이동 및 산화-환원 반응에서의 전자 이동이 포함된다.
• 7.1.A.2 평형에 도달하면 시스템에서 관측 가능한 변화는 일어나지 않는다. 반응물과 생성물이 동시에 존재하며, 모든 종의 농도 또는 부분 압력은 일정하게 유지된다.
• 7.1.A.3 평형 상태는 동적이다. 정반응과 역반응은 동일한 속도로 계속 일어나며, 이로 인해 순관측 가능한 변화는 없다.
• 7.1.A.4 단순 화학 반응에 대한 농도, 부분 압력 또는 반응 속도 대 시간 그래프를 사용하여 화학 평형의 성립 과정을 이해할 수 있다.

학습 목표 7.2.A: 가역 반응이 진행되는 방향과 정반응 및 역반응 속도의 상대적 크기의 관계를 설명한다.

• 7.2.A.1 정반응 속도가 역반응 속도보다 크면 반응물이 생성물로 순환전환된다. 역반응 속도가 정반응 속도보다 크면 생성물이 반응물로 순환전환된다. 이 두 속도가 같아질 때 평형 상태에 도달한다.

학습 목표 7.3.A: 가역 반응에 대한 반응 계수 $Q_c$ 또는 $Q_p$와 그에 대응하는 평형 표현식 $K_c = Q_c$ 또는 $K_p = Q_p$을 나타내십시오.

• 7.3.A.1 반응 계수 $Q_c$은 임의의 시점에서의 반응 종의 상대적 농도를 나타낸다. 기체 반응의 경우 반응 계수를 부분 압도로 표시한 $Q_p$으로 쓸 수도 있다. 반응 계수는 평형 상수로 향하게 되며, 평형에서는 $K_c = Q_c$이고 $K_p = Q_p$이다. 예시로 다음 반응에 대해

  $$a\,\mathrm{A} + b\,\mathrm{B} \rightleftarrows c\,\mathrm{C} + d\,\mathrm{D}$$
  질량 작용 법칙에 따라 $(K_c, Q_c)$에 대한 평형 표현식은 다음과 같다
  • 식: $K_c = \dfrac{[\mathrm{C}]^c [\mathrm{D}]^d}{[\mathrm{A}]^a [\mathrm{B}]^b}$

  그리고 $(K_p, Q_p)$에 대한 평형 표현식은 다음과 같다

  • 식: $K_p = \dfrac{(P_\mathrm{C})^c (P_\mathrm{D})^d}{(P_\mathrm{A})^a (P_\mathrm{B})^b}$
  • 제외 사항: AP 시험에서 $K_c$과 $K_p$ 간의 변환은 평가되지 않는다. 학생들은 개념적 차이를 인지하고 시험 문제에서 $K_c$과 $K_p$ 중哪一个가 사용되는지 주의해야 한다.
  • 제외 사항: 용해된 종이 기체상의 동종과 평형을 이루는 시스템에 대한 평형 계산은 AP 시험에서 평가되지 않는다.

• 7.3.A.2 반응 계수에는 고체 및 순수 액체처럼 양에 무관한 농도(또는 부분 압도)를 가진 물질은 포함되지 않는다.

학습 목표 7.4.A: 평형에서의 농도 또는 압도에 대한 실험적 관측을 바탕으로 $K_c$ 또는 $K_p$을 계산한다.

• 7.4.A.1 평형 상수는 평형 상태에서의 반응물 및 생성물의 농도 또는 부분 압도를 측정한 실험 결과를 통해 결정할 수 있다.

학습 목표 7.5.A: $K$의 매우 크거나 매우 작은 값과 평형에서의 화학 종의 상대적 농도 사이의 관계를 설명한다.

• 7.5.A.1 일부 평형 반응은 매우 큰 $K$ 값을 가지며 거의 완전하게 진행됩니다. 다른 일부는 매우 작은 $K$ 값을 가지며 거의 진행되지 않습니다.

학습 목표 7.6.A: 각 개별 반응에 대한 구성 $K$ 표현식을 사용하여 다단계 과정의 전체 평형 표현식을 나타내십시오.

• 7.6.A.1 반응을 역방향으로 할 때, $K$은 그 역수가 된다.
• 7.6.A.2 반응의 계수 factor $c$을 곱하면, $K$은 지수 $c$가 되어 승해진다.
• 7.6.A.3 반응을 더하면, 결과적으로 얻어지는 전체 반응의 $K$은 합쳐진 반응들의 $K$들의 곱이 된다.
• 7.6.A.4 $K$과 $Q$의 표현식이 동일한 수학적 형태를 가지므로, $K$에 적용 가능한 모든 유효한 대수적 변형은 $Q$에도 적용된다.

학습 목표 7.7.A: 초기 조건과 평형 상수를 바탕으로 평형 상태의 화학 종의 농도 또는 부분 압도를 식별한다.

• 7.7.A.1 균형 잡힌 반응식, 초기 농도, 그리고 적절한 $K$이 주어졌을 때 평형 상태의 종의 농도 또는 부분 압도를 예측할 수 있다.
• 7.7.A.2 $Q < K$인 경우, 반응은 반응물의 순소모와 생성물의 순생성으로 진행됩니다. $Q > K$인 경우, 반응은 생성물의 순소모와 반응물의 순생성으로 진행됩니다. $Q = K$인 경우, 시스템은 동적 평형 상태에 있으며 정반응과 역반응이 동일한 속도로 진행되어 반응물과 생성물의 비율이 일정하게 유지됩니다.

학습 목표 7.8.A: 가역 반응을 겪는 시스템을 입자 모델로 표현합니다.

• 7.8.A.1 입자 표현을 통해 평형 전 및 평형 상태에서의 반응물 및 생성물 입자의 상대적 수와 평형 상수의 값을 설명할 수 있습니다.

학습 목표 7.9.A: 르 샤틀리에 원리를 사용하여 평형 상태의 시스템이 외부应力에 대해 어떻게 반응하는지 식별합니다.

• 7.9.A.1 르 샤틀리에 원리는 화학 종의 추가 또는 제거, 온도 변화, 기체상 시스템의 부피/압력 변화, 반응 시스템의 희석과 같은 Stress에 대한 시스템의 반응을 예측하는 데 사용할 수 있습니다.
• 7.9.A.2 르 샷リエ 원리는 pH, 온도, 용액의 색상과 같이 실험적으로 측정 가능한 특성에 Stress가 미치는 영향을 예측하는 데 사용할 수 있습니다.

학습 목표 7.10.A: $Q$, $K$, 그리고 가역 반응이 평형에 도달하기 위해 진행될 방향 사이의 관계를 설명한다.

• 7.10.A.1 평형 상태인 시스템에 교란이 가해지면 $Q$이 $K$과 달라져 시스템을 평형에서 벗어나게 한다. 시스템은 $Q$이 $K$과 다시 일치하도록 대응함으로써 새로운 평형 상태를 성립시킨다.
• 7.10.A.2 농도 변화와 같은 일부 스트레스는 $Q$만 변화시킨다. 온도 변화는 $K$에 영향을 미친다. 어느 경우에도 각 종의 농도나 부분 압력은 $Q$과 $K$이 다시 같아지도록 재분포된다.

학습 목표 7.11.A: 염에 대한 $K_{sp}$ 값을 바탕으로 염의 용해도를 계산한다.

• 7.11.A.1 염의 용해는 용해적정상수인 $K_{sp}$로 그 정도를 설명할 수 있는 가역 과정이다.
• 7.11.A.2 물질의 용해도는 용해 과정에 대한 $K_{sp}$로부터 계산할 수 있다. 이 관계는 또한 서로 다른 물질들의 상대적인 용해도를 예측하는 데 사용될 수 있다.
• 7.11.A.3 용해도 규칙(4.7.A.5 참고)은 정량적으로 $K_{sp}$과 연결될 수 있으며, 이때 $K_{sp}$ 값이 $>1$인 것이 soluble salts(용해성 염)에 해당한다.
• 7.11.A.4 포화 용액에서 하나의 또는 여러 종의 몰용해도를 사용하여 물질의 $K_{sp}$을 계산할 수 있다.

학습 목표 7.12.A: 용액에 이미 존재하는 공통 이온의 농도에 근거하여 염의 용해도 및/또는 염에 대한 $K_{sp}$ 값을 식별한다.

• 7.12.A.1 염을 해당 염에 포함된 이온 중 하나가 이미 들어간 용액에 녹일 때 용해도가 감소한다. 이 '공통-이온 효과'가 용해도에 미치는 영향은 르 샤틀리에 원리를 통해 질적으로 이해하거나 용해 과정에 대한 $K_{sp}$을 사용하여 계산할 수 있다.

학습 목표 8.3.A: 단양성 약산 또는 약염기 용액 내 $\mathrm{pH}$, $\mathrm{pOH}$ 및 모든 종의 농도 간의 관계를 설명합니다.

• 8.3.A.1 약산은 물과 반응하여 수소 이온을 생성합니다. 그러나 약산 분자의 소수만이 이 방식으로 이온화됩니다. 따라서 $\mathrm{H_3O^+}$의 농도는 분자 산의 초기 농도보다 훨씬 작고, 대부분의 산 분자는 이온화되지 않은 상태로 남습니다.
• 8.3.A.2 약산 용액은 이온화되지 않은 산과 그 공액 염기 사이의 평형을 포함합니다. 이 반응의 평형 상수는 $K_a$이며, 일반적으로 $\mathrm{p}K_a$로 보고됩니다. 약산 용액의 pH는 초기 산 농도와 $\mathrm{p}K_a$로부터 결정할 수 있습니다.
  • 식: $K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • 식: $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$
• 8.3.A.3 약염기는 물과 반응하여 용액 내에 수산화 이온을 생성합니다. 그러나 일반적으로 용액 내 약염기 분자의 소수만이 이 방식으로 이온화됩니다. 따라서 용액 내 $\mathrm{OH^-}$의 농도는 염기의 초기 농도와 같지 않으며, 대부분의 염기 분자는 이온화되지 않은 상태로 남습니다.
• 8.3.A.4 약염기의 용액에는 비이온화된 염기와 그 공산에 대한 평형이 존재한다. 이 반응의 평형 상수는 $K_b$이며, 일반적으로 $\mathrm{p}K_b$로 보고된다. 약염기 용액의 $\mathrm{pH}$는 초기 염기 농도와 $\mathrm{p}K_b$로부터 구할 수 있다.
  • 식: $K_b = \dfrac{[\mathrm{OH^-}][\mathrm{HB^+}]}{[\mathrm{B}]}$
  • 식: $\mathrm{p}K_b = -\log K_b$
• 8.3.A.5 약산(또는 염기)의 이온화율은 해당 $\mathrm{p}K_a$($\mathrm{p}K_b$)과 산(또는 염기)의 초기 농도로부터 계산할 수 있다. 또한, 이온화율은 산(또는 염기)의 초기 농도와 평형 식에 포함된 모든 종의 평형 농도로부터도 계산할 수 있다.
• 8.3.A.6 모든 공산-염기 쌍에 대해, 산 이온화 상수와 염기 이온화 상수는 $K_w$에 의해 관련되어 있다:
  • 식: $K_w = K_a \times K_b$
  • 식: $\mathrm{p}K_w = \mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b$

학습 목표 8.4.A: 약산과 강산, 약염기와 강염기가 혼합된 혼합물 내 주요 종(concentration of major species)의 농도 간 관계를 설명한다.

• 8.4.A.1 강산과 강염기를 섞으면, 다음 방정식으로 표시되는 반응에 따라 정량적으로 반응한다: $\mathrm{H^+}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightarrow \mathrm{H_2O}(l)$. 생성된 용액의 pH는 초과 시약(excess reagent)의 농도를 통해 결정할 수 있다.
• 8.4.A.2 약산과 강염기를 섞으면, 다음 방정식으로 표시되는 반응에 따라 정량적으로 반응한다: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq)\ \mathrm{H_2O}(l)$. 약산이 과잉인 경우 완충 용액이 형성되며, Henderson-Hasselbalch(H–H) 방정식(8.9.A.1 참조)을 통해 $\mathrm{pH}$를 결정할 수 있다. 강염기가 과잉인 경우, 초과 하이드록사이드 이온의 몰수 용액의 전체 부피로부터 $\mathrm{pH}$를 결정할 수 있다. 몰수가 동일한 경우, 다음 방정식으로 표시되는 평형을 통해 (약간 염기성인) $\mathrm{pH}$를 결정할 수 있다: $\mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq)$.
• 8.4.A.3 약염기와 강산을 섞으면, 다음 방정식으로 표시되는 반응에 따라 정량적으로 반응한다: $\mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq) \rightleftarrows \mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l)$. 약염기가 과잉인 경우 완충 용액이 형성되며, H–H 방정식을 통해 $\mathrm{pH}$를 결정할 수 있다. 강산이 과잉인 경우, 초과 하이드로늄 이온(hydronium ion)의 몰수 용액의 전체 부피로부터 $\mathrm{pH}$를 결정할 수 있다. 몰수가 동일한 경우, 다음 방정식으로 표시되는 평형을 통해 (약간 산성인) $\mathrm{pH}$를 결정할 수 있다: $\mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq)$.
• 8.4.A.4 약산과 약염기를 섞으면, 다음 방정식으로 표시되는 반응에 의해 평형 상태에 도달한다: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{B}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{HB^+}(aq)$.

학습 목표 8.5.A: 단산/다산 또는 단염기/다염기 용액의 적정 결과를 해당 용액과 구성 성분의 특성과 관련하여 설명한다.

• 8.5.A.1 산-염기 반응은 적정법(titration)에서 통제된 조건下进行될 수 있다. 가한 적정제(titrant)의 부피에 대해 $\mathrm{pH}$를 그래프로 나타낸 적정 곡선은 적정 결과를 요약하는 데 유용하다.
• 8.5.A.2 단산 또는 단염기의 적정 등점(equivalence point)에서 가한 적정제의 몰수는 원래 분석물(analyte)의 몰수와 같다. 이 관계는 분석물의 농도를 구하는 데 사용될 수 있다. 이는 강산/강염기 및 약산/약염기의 적정 모두에 적용된다.
• 8.5.A.3 약산/약염기의 적정에서 등가점의 중간 지점, 즉 반등가점을 고려하는 것이 유용하다. 이 지점에서는 공액 산-염기 쌍의 각 종(예: 약산 $[\mathrm{HA}] = [\mathrm{A^-}]$)이 동일한 농도로 존재한다. $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ 공액 산과 염기가 동일한 농도일 때, $\mathrm{p}K_a$를 적정 시 반등가점에서의 $\mathrm{pH}$로부터 결정할 수 있다.
• 8.5.A.4 등점에서 pH는 용액 내 주요 종에 의해 결정된다. 강산과 강염기의 적정은 등점에서 중성 pH를 나타낸다. 그러나 약산(약염기)의 적정에서는 등점에서 약산의 공염기(약염기의 공산)가 존재하며 주변 물분자와 양성자 이동 반응을 일으켜 염기성(산성) 용액을 생성할 수 있다.
• 8.5.A.5 다산(polyprotic acid)의 경우, 적정 곡선을 사용하여 산성 양자(acidic protons)의 수를 결정할 수 있다. 이 과정에서 곡선상의 임의의 지점에 있는 주요 종을 식별하고, 약한 다산의 각 양자에 해당하는 $\mathrm{p}K_a$를 함께 확인한다.
  • 배제 문구: 다산의 적정 곡선에 존재하는 각 종의 농도를 계산하는 것은 AP 시험에서 평가되지 않는다. 단산의 적정에 대한 이러한 계산은 과정 범위 내에 있으며(8.4.A.2 및 8.4.A.3 참고), 다산의 적정 중 임의의 지점에 대량 또는 소량으로 존재하는 종에 대한 질적 추론 역시 과정 범위에 포함된다.

학습목표 8.8.A: 완충액이 $\mathrm{pH}$을 안정화시키는 능력과 산 또는 염기가 추가되었을 때 완충액 내에서 일어나는 반응 간의 관계를 설명하시오.

• 8.8.A.1 완충용액은 공액산-염쌍을 이루는 두 성분이 모두 높은 농도로 포함되어 있다. 공액산은 추가된 염기와 반응하고, 공액염기는 추가된 산과 반응한다. 이러한 반응들이 완충액이 $\mathrm{pH}$을 안정화시키는 능력을 가지게 하는 원인이다.

학습목표 8.9.A: 완충액을 생성하는 데 사용된 공액산-염쌍의 정체성과 농도를 바탕으로 완충용액의 $\mathrm{pH}$을 식별하시오.

• 8.9.A.1 완충액의 $\mathrm{pH}$은 산의 $\mathrm{p}K_a$과 공액산-염쌍의 농도 비와 관련이 있다. 이 관계는 약산의 해리에 대한 평형 표현식의 결과이며 헨더슨-하塞尔발흐 방정식으로 설명된다. 완충용액에 소량의 산이나 염기를 추가하면 $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}]$의 비가 크게 변하지 않아 용액의 $\mathrm{pH}$도 크게 변하지 않는다. 따라서 완충액이 없는 경우보다 완충용액에 산이나 염기를 추가했을 때의 변화량인 $\mathrm{pH}$은 훨씬 작다.
  • 식: $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • 제외 사항: 완충액에 산이나 염기를 추가함에 따른 pH 변화의 계산은 AP 시험에서 평가되지 않는다.
  • 제외 사항: 헨더슨-하塞尔발흐 방정식의 도출 과정은 AP 시험에서 평가되지 않는다.

학습 목표 8.10.A: 용액의 완충 용량과 용액 내 공액 산 및 공액 염기 성분의 상대적 농도 간의 관계를 설명합니다.

• 8.10.A.1 완충 성분(즉, 이 농도 비율을 일정하게 유지하면서)의 농도를 증가시키면 완충의 $\mathrm{pH}$은 동일하게 유지되지만, 추가된 산이나 염기를 중화하는 완충 용량이 증가합니다.
• 8.10.A.2 완충 용액에 공액 산이 염기보다 많으면 추가된 염기에 대한 완충 용량이 산보다 큽니다. 반대로 공액 염기가 산보다 많으면 추가된 산에 대한 완충 용량이 염기보다 큽니다.

학습 목표 8.11.A: pH의 변화가 염의 용도에 미치는 정성적 영향을 식별합니다.

• 8.11.A.1 염의 구성 이온 중 하나가 약산, 약염기 또는 수산화 이온인 경우 염의 용도는 pH에 민감합니다. 이러한 효과는 르 샤틀리에 원리를 사용하여 정성적으로 이해할 수 있습니다.
  • 제외 문항: pH에 따른 용도의 계산은 AP 시험에서 평가되지 않습니다.

학습목표 9.1.A: 화학적 또는 물리적 과정에 관련된 엔트로피 변화의 부호와 상대적 크기를 식별하시오.

• 9.1.A.1 물질이 더 넓게 퍼질 때 엔트로피는 증가한다. 예를 들어 고체에서 액체로, 혹은 액체에서 기체로 상변화가 일어날 때 개별 입자의 이동이 자유로워지고 일반적으로 더 큰 부위를 차지하게 되면서 물질이 퍼지게 되어 엔트로피가 증가한다. 마찬가지로 기체의 경우, 온도가 일정할 때 부위가 증가하면 기체 분자가 더 넓은 공간에서 움직일 수 있어 엔트로피가 증가한다. 기체상 반응물이나 생성물이 관여하는 반응에서 기체상 생성물의 총 몰수가 기체상 반응물의 총 몰수보다 클 때 엔트로피는 일반적으로 증가한다.
• 9.1.A.2 에너지가 퍼질 때 엔트로피는 증가한다. 운동론적 분자설(KMT)에 따르면, 온도가 상승함에 따라 기체 입자 간 운동에너지의 분포가 넓어진다. 그 결과 시스템의 엔트로피는 온도 증가에 따라 증가한다.

학습 목표 9.2.A: 과정에 관여하는 각 종의 절대 엔트로피(표준 몰 엔트로피)를 기반으로 화학적 또는 물리적 과정의 표준 엔트로피 변화를 계산한다.

• 9.2.A.1 과정의 엔트로피 변화는 과정 발생 전후에 관여하는 각 종의 절대 엔트로피로부터 계산할 수 있다.
  • 식: $\Delta S^{\circ}_{reaction} = \Sigma S^{\circ}_{products} - \Sigma S^{\circ}_{reactants}$

학습 목표 9.4.A: 운동학의 관점에서 왜 열역학적으로 선호되는 반응이 측정 가능한 속도로 일어나지 않을 수 있는지 설명한다.

• 9.4.A.1 열역학적으로 선호되는 많은 과정이 측정 가능한 정도로 일어나지 않거나, 극히 느린 속도로 진행된다.
• 9.4.A.2 열역학적으로 선호되지만 측정 가능한 속도로 진행되지 않는 과정은 "운동학적 제어" 하에 있다고 한다. 높은 활성화 에너지가 운동학적 제어를 받는 과정의 흔한 원인이다. 과정이 눈에 띄는 속도로 진행되지 않는다는 것이 화학 시스템이 평형 상태임을 의미하지는 않는다. 만약 과정이 열역학적으로 선호됨이 알려져 있음에도 불구하고 측정 가능한 속도로 일어나지 않는다면, 그 과정이 운동학적 제어 하에 있다고 결론 지을 수 있다.

학습 목표 9.5.A: $K$, $\Delta G^{\circ}$, 그리고 $T$ 사이의 관계에 기초하여 과정이 열역학적으로 선호되는지 설명한다.

• 9.5.A.1 "열역학적으로 선호된다"($\Delta G^{\circ} < 0$)는 표준 조건에서 평형에서 생성물이 선호됨($K > 1$)을 의미한다.
• 9.5.A.2 평형 상수는 다음과 같은 식을 통해 자유 에너지와 관련이 있다.
  • 식: $K = e^{-\Delta G^{\circ}/RT}$
  • 식: $\Delta G^{\circ} = -RT \ln K$
• 9.5.A.3 $K$와 $\Delta G^{\circ}$ 간의 관계는 추측을 통해 정성적으로 연결할 수 있습니다. $\Delta G^{\circ}$가 0에 가까울 때 평형 상수는 1에 가까워집니다. $\Delta G^{\circ}$가 $RT$보다 훨씬 크거나 훨씬 작을 때, $K$의 값은 1에서 크게 벗어납니다.
• 9.5.A.4 $\Delta G^{\circ} < 0$인 과정은 생성물(즉, $K > 1$)을 선호하고, $\Delta G^{\circ} > 0$인 과정은 반응물(즉, $K < 1$)을 선호한다.

학습 목표 9.6.A: 염기의 용해도와 용해 과정에서 발생하는 엔탈피 및 엔트로피 변화 사이의 관계를 설명한다.

• 9.6.A.1 용해에 따른 자유 에너지 변화($\Delta G^{\circ}$)는 여러 요인을 반영합니다: 고체를 유지하는 분자 간 상호작용의 단절, 용매 내 용해된 종 주위의 재배치, 그리고 용해된 종과 용매 간의 상호작용 등입니다. 각 요인에 대한 엔탈피 및 엔트로피 기여분의 부호와 상대적 크기를 추정할 수 있습니다. 그러나 인용된 세 가지 요인에 해당하는 자유 에너지들 사이의 상쇄 현상으로 인해 용해 전체의 자유 에너지 변화를 예측하는 것은 어려울 수 있습니다.

학습 목표 9.7.A: 외부 에너지원 또는 결합 반응이 열역학적으로 불리한 과정을 구동하는 능력과의 관계를 설명하시오.

• 9.7.A.1 외부 에너지원을 사용하여 열역학적으로 불리한 과정을 일으킬 수 있습니다. 예시는 다음과 같습니다:
  • 9.7.A.1.i 전지나 배터리 충전, 또는 전해 셀 구동을 위한 전기 에너지.
  • 9.7.A.1.ii 광합성에서 이산화탄소를 포도당으로 전환하는 전체 과정에 사용되는 빛.
• 9.7.A.2 원하는 생성물을 얻기 위해 해당 생성물을 만드는 열역학적으로 불리한 반응을 유리한 반응에 결합시킬 수 있습니다(예: 생물계에서의 $ATP$를 $ADP$로 변환). 결합된 시스템에서 개별 반응들은 하나 이상의 공통 중간생성물을 공유합니다. 개별 반응들의 합은 원하는 결과를 달성하며 $\Delta G^{\circ} < 0$를 갖는 전체 반응을 만듭니다.

학습 목표 9.8.A: 전기화학 셀의 물리적 구성 요소와 셀의 전체 작동 원리 간의 관계를 설명하시오.

• 9.8.A.1 전기화학 셀의 각 구성 요소(전극, 반셀 내 용액, 염桥, 전압/전류 측정 장치)는 셀의 전체 기능에 특정 역할을 수행합니다. 셀의 작동 특성(갈바닉 vs. 전해, 전자 흐름 방향, 각 반셀에서 일어나는 반응, 전극 질량 변화, 전극에서의 기체 발생, 염桥를 통한 이온 이동)은 거시적 수준과 입자 수준 모두에서 기술될 수 있습니다.
• 9.8.A.2 갈바닉 셀, 때로는 볼타 셀이라고도 함,은 열역학적으로 유리한 반응을 포함하는 반면, 전해 셀은 열역학적으로 불리한 반응을 포함합니다. 갈바닉 셀과 전해 셀의 시각적 표현은 반반응이 발생하는 위치와 전류가 흐르는 방향을 파악하기 위한 분석 도구입니다.
• 9.8.A.3 모든 전기화학 셀에서 산화는 양극(anode)에서, 환원은 음극(cathode)에서 발생합니다.
  • 제외 사항: AP 시험에서는 전극을 양극 또는 음극으로 표시하는 것은 평가 대상이 아닙니다.

학습 목표 9.9.A: 표준 셀 전위와 셀 내 구성 반반응을 기반으로 전기화학 셀이 열역학적으로 유리한지 여부를 설명하시오.

• 9.9.A.1 전기화학은 전기화학 셀 내에서 일어나는 산화-환원 반응에 관한 연구입니다. 이 반응들은 열역학적으로 유리하여(양전압 발생) либо 열역학적으로 불리하여(음전압 발생 및 반응 진행을 위한 외부 가전위 필요) 두 가지 경우로 나뉩니다.
• 9.9.A.2 전기화학 셀의 표준 셀 전위는 산화와 환원 반반응 및 각각의 표준 환원 전위를 식별하여 계산할 수 있습니다.
• 9.9.A.3 $\Delta G^{\circ}$(표준 기브스 자유 에너지 변화)는 이를 구성하는 산화-환원 반응의 셀 전위의 음수 값에 비례합니다. 따라서 양의 $E^{\circ}$를 가진 셀은 열역학적으로 유리한 반응을 포함하고, 음의 $E^{\circ}$를 가진 셀은 열역학적으로 불리한 반응을 포함합니다.
  • 식: $\Delta G^{\circ} = -nFE^{\circ}$

학습목표 9.10.A: 표준 전지 조건과의 편차가 전지 전위의 변화와 어떤 관계가 있는지 설명하시오.

• 9.10.A.1 비표준 조건 하의 실제 시스템에서 전지 전위는 활성 종의 농도에 따라 달라진다. 전지 전위는 평형으로 가는 구동력으로서, 반응이 평형으로부터 얼마나 떨어져 있는지에 따라 전지 전위의 크기(절대값)가 커진다.
• 9.10.A.2 르 샤틀리에의 법칙과 같은 평형 논리는 전기화학 시스템에는 적용되지 않는데, 이는该系统이 평형 상태가 아니기 때문이다.
• 9.10.A.3 표준 전지 전위 $E^{\circ}$은 $Q = 1$에 대한 표준 조건에 대응한다. 시스템이 평형에 가까워짐에 따라 전지 전위의 크기(즉, 절대값)는 감소하여 평형에서 0이 된다($Q = K$일 때). $Q = 1$보다 평형으로부터 더 멀리 떨어뜨리는 표준 조건からの 편차는 $E^{\circ}$에 비해 전지 전위의 크기를 증가시킨다. $Q = 1$보다 평형에 더 가까이 가져가는 표준 조건からの 편차는 $E^{\circ}$에 비해 전지 전위의 크기를 감소시킨다. 농도 전지에서는 평형에 도달하기 위해 필요한 방향을 고려하여 자발적인 전자 흐름의 방향을 결정할 수 있다.
• 9.10.A.4 네른스트 방정식을 이용한 알고리즘적 계산만으로는 비표준 조건 하의 전기화학 전지에 대한 이해를 입증하기에 충분하지 않다. 그러나 학생들은 농도가 전지 전위에 미치는 영향을 정성적으로 이해하고, 네른스트 방정식의 정성적 사용을 포함한 개념적 추론을 사용하여:
  • 식: $E = E^{\circ} - (RT/nF) \ln Q$

문제를 해결해야 한다.

학습 목표 9.11.A: 전기화학 셀에서 반응물과 생성물의 양의 변화에 기반하여 전하 흐름량을 계산한다.

• 9.11.A.1 패러데이의 법칙을 사용하여 다음 사항과 관련하여 전기화학 셀에서 일어나는 산화환원 반응의 화학양론적 관계를 결정할 수 있다:
  • 9.11.A.1.i 이동한 전자 수
  • 9.11.A.1.ii 전극에 도금되거나 제거된 물질의 질량(도금 과정 등)
  • 9.11.A.1.iii 전류
  • 9.11.A.1.iv 경과 시간
  • 9.11.A.1.v 이온 종의 전하량
  • 식: $I = q/t$