화학2 : II-3. 원소의 주기적 성질

1. 알칼리 금속과 그 화합물

(1) 알칼리 금속의 성질

알칼리 금속(1족) : 리튬(Li), 나트륨(Na), 칼륨(K), 루비듐(Rb), 세슘(Cs), 프랑슘(Fr)

가. 기본 성질

① 최외각 전자의 전자배치 : [ ]
② 원자가 : +1
③ 전자 1개를 잃고 +1 가 이온으로 되기 쉽다.
M → M⁺ + e^-

전자껍질 원소기호	K	L	M	N	O	P	Q
3Li	2	1
11Na	2	8	1	☜ 원자가전자 모두 1개
19K	2	8	8	1
37Rb	2	8	18	8	1
55Cs	2	8	18	18	8	1
87Fr	2	8	18	32	18	8	1

※ 알칼리 금속의 성질

원소	전자배치	녹는점 (℃)	끓는점 (℃)	이온화에너지(KJ/mol)		밀 도 (g/㎤)	불꽃반응
	K L M N O P			E1	E2
3Li 11Na 19K 17Rb 55Cs	2 1 2 8 1 2 8 8 1 2 8 18 8 1 2 8 18 18 8 1	181 97.8 63.3 38.9 28.4	1342 883 760 686 569	520 496 419 403 376	7298 4562 3051 2632 2422	0.53 0.97 0.86 1.53 1.88	빨강 노랑 보라 빨강 파랑

나. 일반적 성질

① 물리적 성질

㉠ 상온에서 은백색의 광택을 가지는 연하고 가벼운 고체, 칼로 쉽게 잘라진다.
㉡ 원자 번호가 증가할수록 원자반지름이 커지며, 핵간 거리가 멀어 녹는점, 끓는점이 낮아진다.
▷원자 반지름 : Li<Na<K<Rb
▷녹는점, 끓는점 : Li>Na>K>Rb

② 화학적 성질

㉠ 원자가전자가 1개이므로 전자 한 개를 잃고 +1가의 양이온이 되기 쉬우며, 원자 번호가 증가할수록 이온화 에너지가 작아 쉽게 이온화되므로 반응성이 커진다.

㉡ 원자 번호가 증가함에 따라 원자 반지름이 증가하여 금속 결합력이 약해지므로 녹는점, 끓는점이 낮아진다.

㉢ 알칼리 금속은 연하여 칼로 자를 수 있으며, 열.전기 전도성이 크다.

㉣ 공기 중에서 쉽게 산화하여 산화물을 만들며 은백색의 금속 광택을 잃는다.

㉤ 상온에서 물과 격렬히 반응하여 수소 기체를 발생시킨다. 따라서 반드시 석유나 벤젠 속에 보관한다.

㉥ 수소 및 할로겐 원소와 직접 반응하여 할로겐화물(MX)을 만든다

㉦ 고온에서 특유의 불꽃 반응을 한다.
Li (빨강), Na (노랑), K (연보라), Rb (진빨강), Cs (파란색)

(2) 알칼리 금속의 화합물

가. 수산화나트륨( NaOH ; 가성소다, 양잿물 )

① 제법

㉠ 실험실에서 탄산나트륨(Na₂CO₃) 수용액에 석회수를 가해 얻는다.

Na ₂CO₃(aq) + Ca(OH)₂(aq) --→ CaCO₃(s) + 2NaOH(aq)

㉡ 진한 염화나트륨(NaCl) 수용액을 격막법이나 수은법으로 전기 분해하여 얻는다.

② 성질

㉠ 흰색의 반투명 고체로, 공기중의 수분을 흡수하여 스스로 녹는 조해성이 있다.
㉡ 물에 녹아 강한 염기성을 나타내며, 단백질을 부식시킨다.
㉢ 공기 중의 이산화탄소를 흡수하여 탄산나트륨을 만든다.
2NaOH + CO₂ ---------→ Na₂CO₃ + H₂O

③ 용도 : 비누 제조, 인조 섬유, 제지, 화학 약품, 화학 공업의 원료

나. 탄산나트륨(Na₂CO₃ )

① 제법 : NaCl의 포화 수용액에 NH₃와 CO₂를 통해 주면 탄산수소나트륨의 결정이 석출되는데 이것을 가열하여 얻는다(솔베이법).

② 성질

㉠ 흰색 고체이며 열에 대해 안정하다.
㉡ 물에 잘 녹으며, 수용액은 염기성이다.

Na ₂CO₃(s) + 2H₂O(l) ----→ 2Na⁺(aq) + 2OH^-(aq) + H₂CO₃(aq)

㉢ 탄산나트륨의 수용액을 농축하면 무색의 결정인 Na₂CO₃.10H₂O가 생김.
㉣ 산을 가하면 CO₂가 발생한다.

Na ₂CO₃ + 2HCl --→ 2NaCl + H₂O + CO₂↑

③ 용도 : 유리, 펄프, 염료의 제조, 세제 등에 사용

다. 탄산수소나트륨(NaHCO₃)

① 제법 : 탄산나트륨 제법(솔베이법)의 중간 생성물로 얻어진다.

NaCl + NH₃ + CO₂ + H₂O --→ NaHCO₃(s)↓ + NH₄Cl(aq)

② 성질

㉠ 무색의 결정성 가루로, 중조라고 부른다.
㉡ 물에 녹아 약한 염기성을 나타낸다.
NaHCO₃ + H₂O(l) --→ Na⁺(aq) + OH^-(aq) + H₂CO₃(aq)

㉢ 황산알루미늄 Al₂(SO₄)₃과 반응하여 CO₂ 발생 => 포말 소화기
6NaHCO ₃ + Al₂(SO₄)₃ -→ 3Na₂SO₄ + 2Al(OH)₂ + 6CO₂↑

㉣ 열분해시키면 이산화탄소 발생 => 제빵의 원리(베이킹파우더)
가 열
2NaHCO ₃ ------→ Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑

② 용도 : 탄산나트륨(Na₂CO₃)의 제조, 소화기의 원료, 의약품(위산의 중화), 베이킹 파우더 등.

2. 할로겐 원소와 그 화합물

(1) 할로겐 원소의 제법과 성질

가. 기본 성질

① 주기율표상의 위치: 17족
② 종류: F(플루오르), Cl(염소), Br(브롬), I(요오드), At(아스타틴)
③ 이름의 유래: 할로겐(halogen)은 그리스 말로 "염을 만드는 물질"이라는 뜻
④ 전자 배치: 원자가전자의 수가 모두 7개.
⑤ 홑원소 물질: 2원자 분자로 존재(F₂, Cl₂, Br₂, I₂)

원소	전자 배치	홑원소 물질의 색과 상태(상온)	녹는점 (℃)	끓는점 (℃)	전자친화도 (kcal/mol)	수소와의 반응
	K L M N O
3F 11Cl 19Br 17I	2 7 2 8 7 2 8 18 7 2 8 18 18 7	담황색 기체 황록색 기체 적갈색 액체 흑자색 고체	-217.9 -100.9 -7.9 113.6	-188.0 -34.1 58.8 184.4	79.5 83.4 77.6 70.5	폭발적으로 화합 햇빛 쬐면 폭발적 화합 햇빛 쬐면 서서히 화합 촉매와 가열, 서서히 화합

나. 할로겐 원소의 일반적 성질

① 물리적 성질

㉠ 특유의 색깔을 가지며, 원자 번호가 커질수록 색깔이 진해진다.
(F₂: 노란색 기체, Cl₂: 황록색 기체, Br₂: 적갈색 액체, I₂: 흑자색 고체)
㉡ 원자 번호가 커질수록 분자간 힘이 증가하여 녹는점 . 끓는점이 높아진다.

② 화학적 성질

㉠ 원자가전자가 7개로 -1가의 음이온 되기 쉽다.

㉡ 알칼리 금속이나 수소와 직접 반응한다.


㉢ 물에 대한 용해도: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂ (I₂는 물에 거의 녹지 않음)

③ 제법 : 할로겐화수소산에 산화제를 작용시켜 얻는다.(F₂ 는 제외)

④ 할로겐 이온의 검출 : 질산은(AgNO₃) 용액을 가하여 할로겐화은의 앙금을 만들어 검출(아래로 갈수록 앙금의 색깔이 진해지며, 용해도가 감소)

다. 할로겐 원소의 반응성

① 수소와의 반응성 : 원자 번호가 작은 할로겐 원소일수록 수소와의 반응성도 크고 결합력이 크므로 수소화합물도 안정하다.
암실
H₂(g) + F₂(g) ───→ 2HF(g) + 128.4 kcal : 폭발적 반응
햇빛
H₂(g) + Cl₂(g) ───→ 2HCl(g) + 44.1 kcal : 폭발적 반응
가열
H₂(g) + Br₂(g) ───→ 2HBr(g) + 24.7 kcal : 느린 반응
가열/pt(촉매)
H₂(g) + I₂(g) ─────→ 2HI(g) + 12.5 kcal : 촉매하에서 느린 반응

② 상대적 반응성 : 할로겐 원소는 원자 번호가 작을수록 산화력(음이온이 되려는 경향)이 크고, 산화력이 큰 원소는 화합물 중에서 산화력이 작은 원소를 유리시킨다.

산화력(반응성) : F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂

(예) 2KBr + Cl₂ ──→ 2KCl + Br₂ (2Br^- + Cl₂ ──→ 2Cl^- + Br₂) (∵ 반응성: Cl₂ > Br₂)
2KI + Cl₂ ──→ 2KCl + I₂ (2I^- + Cl₂ ──→ 2Cl^- + I₂) (∵ 반응성: Cl₂ > I₂)_,
2KI + Br₂ ──→ 2KBr + I₂ (2I^- + Br₂ ──→ 2Br^- + I₂ ) (∵ 반응성: Br₂ > I₂)
2KCl + F₂ ──→ 2KF + Cl₂ (2Cl^- + F₂ ──→ 2F^- + Cl₂ ) (∵ 반응성: F₂ > Cl₂)
2NaCl + Br₂ ──→ 반응이 일어나지 않는다.

구 분	F	Cl	Br	I
상 태	담황색 기체	황록색 기체	적갈색 액체	흑자색 고체
수소와의 반응성	어두운 곳에서 폭발적으로 반응	빛의 존재하에서 폭발적으로 반응	촉매 존재하에서 반응	척매와 열의 존재하에서 반응
할로겐화수소	HF(약산)	HCl(강산)	HBr(강산)	HI(강산)
산의 세기	약함	<---------------	--------------->	강함
물과의 반응성	격렬히 반응	일부분 반응	일부분 반응	용해의 어려움
결합력의 세기	강함	<---------------	--------------->	약함
Na과의 화합물	NaF	NaCl	NaBr	NaI
반응성의 세기	강함	<---------------	--------------->	약함
은과의 반응성	AgF	AgCl	AgBr	AgI
	무색 수용성	백색 침전	연노란 침전	노란색 침전

(2) 할로겐 원소의 홑원소 물질

가. 염소(chlorine; Cl₂)

① 제 법

㉠ 진한 염산에 산화제인 이산화망간을 넣고 가열하여 얻는다.
4HCl + MnO₂ ---> MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂↑

▶ 물(H₂O)병의 역할: 염화수소(HCl) 기체 흡수
▶ 진한 황산(H₂SO₄)병의 역할: 수증기(H₂O) 흡수
▶ 염소(Cl₂) 기체의 포집 방법: 하방 치환

㉡ 표백분에 진한 염산을 가하여 얻는다.
㉢ 염화나트륨 수용액을 전기 분해하여 (+)극에서 얻는다.

② 성 질

㉠ 공기보다 무거운 황록색의 유독한 기체로, 하방 치환으로 포집하며, 0℃, 4기압에서 액화된다.
㉡ 물에 녹아 염소수가 되며, 이때 생성되는 하이포아염소산은 강한 산화력이 있어 표백작용, 살균 작용을 한다 (수돗물 소독).
H₂O + Cl₂ ─→ HCl + HClO

HClO ─────→ HCl + [O]
(하이포아염소산) (발생기 산소)

㉣ 무색의 요오드화칼륨(KI) 녹말 종이를 보라색으로 변색시킨다(염소의 검출법).
2KI + Cl₂ ─→ 2KCl + I_{2 ,} I₂ + 녹말 ─→ 보라색

③ 용도: 상수도 살균, 면직물 표백, 염산 제조, 염화비닐 제조.

나. 플루오르(fluorine; F₂)

① 제법 : 천연에서 형석(CaF₂), 빙정석(Na₃AlF₆)으로 산출되며, 플루오르화수소칼륨(KHF₂)을 용융 전기 분해하여 얻는다.

② 성질

㉠ 연한 황색의 자극성이 강한 유독성 기체이다.
㉡ 가장 강한 산화제로 거의 모든 원소와 결합하며, 비활성 기체와도 반응하여 XeF₂, XeF₄ 등의 화합물을 만든다.
㉢ 물과 반응하여 산소 기체가 발생한다.
2F₂ + 2H₂O --> 4HF + O₂

다. 브롬(bromine; Br₂)

① 제법 : HBr에 산화제인 이산화망간(MnO₂)을 넣고 가열하여 얻는다.
4HBr + MnO₂ ---> MnBr₂ + 2H₂O + Br₂

② 성질 : 비금속 중 상온에서 유일한 적갈색 액체로, 매우 유독하고 악취가 심하다.

③ 물에 녹아 브롬수가 된다. 이 때 생긴 HBrO가 살균, 표백 작용을 한다.

라. 요오드(iodine; I₂)

① 제법 : HI에 산화제인 이산화망간(MnO₂)을 넣고 가열하여 얻는다.
4HI + MnO₂ ---> MnI₂ + 2H₂O + I₂

② 성질
㉠ 흑자색 고체로, 승화성을 가지며 증기는 독성이 있다.
㉡ 물에 잘 녹지 않지만, KI 수용액, 알코올에는 잘 녹음.
㉢ 요오드 녹말 반응 : 보라색으로 변함(요오드 검출)

(3) 할로겐 원소의 화합물

가. 할로겐화수소(HX)

① 일반적 성질

㉠ 모두 물에 녹아 할로겐화수소산이 되며, H₂O에 양성자(H⁺)를 주어 산성을 나타낸다.

HX + H₂O -----> H₃O⁺ + X^-

산성의 세기 : HF << HCl < HBr < HI 약한 산 <----> 강한 산

㉡ 할로겐화수소산에 질산은(AgNO₃) 수용액을 가하면 할로겐화은이 얻어진다.

HX + AgNO₃ -----> AgX + HNO₃ (X : F, Cl, Br, I)^-

② 플로오르화수소 (HF)

㉠ 제법 : 백금이나 납 그릇 속에서 형석()에 진한 황산을 가하고 가열하여 얻는다.

CaF + H₂SO₄ ----> CaSO₄ + 2HF (유리기구 사용 불가)

㉡ 성질

ⓐ 유리의 주성분인 석영(SiO₂)과 반응하는 성질 ⇒ 납병, 폴리에틸렌 병에 보관.
SiO₂ + 4HF ─→ SiF₄↑ + 2 H₂O

ⓑ 무색의 자극성 기체로, 수소 결합을 하기 때문에 끓는점이 높고, 물에 녹아 약한 산이 된다.

② 염화수소(HCl)

㉠ 제법 : 소금에 진한 황산을 가하고 가열하여 얻는다.

저온(500℃ 이하)
NaCl + H₂SO₄ -----------------> NaHSO₄ + HCl

고온(500℃ 이상)
2NaCl + H₂SO₄ -----------------> NaHSO₄ + 2HCl

㉡ 성질

ⓐ 무색 자극성 기체로, 물에 잘 녹고 공기보다 무겁다. (하방 치환으로 포집)

ⓑ 물에 녹아 강한 산인 염산이 된다. ⇒ 이온화경향이 큰 금속(예: 아연, 철)과 반응하여 수소 발생
Zn + 2HCl ─→ ZnCl₂ + H₂↑(이온화경향: Zn > H ),
Fe + 2HCl ─→ FeCl₂ + H₂↑(이온화경향: Fe > H )

ⓒ 암모니아와 반응하여 흰 연기(NH₄Cl)발생 (HCl, NH₃ 검출에 이용)
HCl + NH₃ ─→ NH₄Cl

③ 브롬화수소(HBr)와 요오드화수소(HI): 모두 발연성 기체이고 물에 잘 녹아 강한 산성을 나타낸다.

나. 할로겐의 산소산

할로겐 원소는 플루오르를 제외하고 모두 산소산을 만드는데, 이들은 산화제로 사용되며 산소 수가 많을수록 강한 산이다.

화학식	이 름	산의 세기
HClO4 HClO3 HClO2 HClO	과염소산 염소산 아염소산 하이포아염소산	아주 강한 산 강한 산 중간 정도의 산 약한 산1

3. 전이 원소와 그 화합물

(1) 전이 원소의 전자 배치

가. 전이 원소

: d 또는 f 오비탈에 부분적으로 전자가 채워지는 원소. 3 ∼11족까지의 원소.

나. 전이 원소의 전자 배치

※ [Ar]의 전자 배치 : 1s² 2s² 2p⁶ 3s ² 3p⁶

① 바깥 전자 껍질인 4s 오비탈에 먼저 전자가 채워지고, 나머지 전자가 3d 오비탈에 채워진다. (에너지 준위 : 4s < 3d).
② 제 4주기 전이 원소들이 전자를 잃을 때는 4s 오비탈의 전자가 먼저 떨어져 나간 다음에, 3d 오비탈의 전자가 떨어져 나간다.

다. 전이 원소의 성질

: 원자가전자 수가 2개(Cr, Cu 는 1개)로, 족에 관계없이 같은 주기의 원소는 화학적 성질이 비슷하다.

① 반응성이 약해 촉매로 쓰는 것이 많고 밀도가 큰 중금속이다.
② 녹는점이 높고 열과 전기의 전도도가 좋으며, 자석에 의해 끌리는 성질이 있다.
③ 최외각 전자가 4s로 공통되기 때문에 원자 반지름, 이온 반지름, 이온화 에너지값이 서로 비슷하며, 대부분 산에 녹아 수소 기체를 발생한다.
④ s와 d 오비탈의 전자가 결합에 관여하므로 여러 가지 산화수를 갖는다.
예) CuO(구리의 산화수= +2), Cu₂O(구리의 산화수= +1)
⑤ 착이온을 만들기 쉽고, 전이 원소의 이온이나 화합물은 대개 색깔을 띤다. => 짝짓지 않은 오비탈의 전자가 가시 광선 부분에서 빛에너지를 흡수하여 보다 높은 에너지 준위로 전이하기 때문.

(2) 착화합물

어떤 금속 이온에 리간드(분자나 이온)가 배위 결합을 하여 생성되는 새로운 이온을 착이온이라 하며. 착이온이 들어 있는 화합물을 착화합물이라고 한다.

가. 착이온의 생성

황산구리(II) 수용액에 암모니아수를 조금 가하면 Cu(OH)₂ 연푸른색의 앙금이 생성되나, 계속해서 암모니아수를 가하면 진한 푸른색 용액이 되는데 이것은 용액 중에 착이온 [Cu(NH₃)₄]²⁺⁽사암민구리(II) 이온)이 생성되었기 때문이다.

① 리간드(ligand; 배위자): 중심 금속이온에 배위 결합을 한 분자 또는 이온을 말하는데, 비공유 전자쌍을 가지고 있다.
※1 리간드로 작용할 수 있는 분자의 예 : NH₃, H₂O, NO 등
※2 리간드로 작용할 수 있는 이온의 예 : Cl^-, CN^-, Br^-, S₂O₃^2- 등

② 배위수(coordination number): 하나의 중심 원자에 결합되어 있는 리간드의 수. 가장 흔한 배위수는 2, 4, 6인데, 배위수에 따라 착이온의 입체 구조가 달라진다.

③ 중심 금속 이온(central metal ion): 착이온을 이루는 금속 이온.
(주로 전이 원소의 양이온들과 전형 원소 중 Mg²⁺, Al³⁺, Zn²⁺ 등)

나. 착이온의 전하

: 착이온이 띠는 전하 수는 중심 금속 이온과 리간드의 전하를 합한 것이다.

배위 결합(coodination bond) : 어떤 원자가 일방적으로 비공유 전자쌍을 제공하여 이루어진 공유 결합. ★ 배위결합 표시방법: 루이스 전자식에서 비공유 전자쌍을 제공하는 방향으로 화살표(→)를 그려줌.

다. 착이온의 구조

금속 이온	배위수	착이온	입체 구조
Ag+, Au+	2	Ag(NH3)2+	선형
Cu2+ Ni2+	4 4	Cu(NH3)42+ Ni(CN)42-	평면 사각형
Zn2+ Cd2+	4 4	Zn(NH3)42+ Cd(NH3)42+	사면체
Co2+, Fe2+	6	Co(H2O)62+	팔면체

① 선형 구조 : 배위수가 2인 착화합물. 예) [Ag(CN)₂]^-_, [Ag(NH₃)₂]⁺

② 평면 사각형 구조 : 배위수가 4인 착화합물. 예) [Cu(NH₃)₄]²⁺, [Ni(CN)₄]^2-

③ 정사면체 구조 : 배위수가 4인 착화합물 예) [Zn(NH₃)₄]²⁺, [Cd(NH₃)₄]²⁺

④ 정팔면체 구조 : 배위수가 6인 착화합물. 예) [Fe(CN)₆]^3-,［Fe(CN)₆]^4-, [Co(NH₃)₆]³⁺

[선형구조] [ 평면 사각형 구조}

[정사면체 구조] [팔면체 구조]

라. 착이온 또는 착화합물의 기하 이성질체

① MA₂B₂형 ( M : 금속 양이온, A, B : 리간드 ; 배위수=4 ).

예)［Pt(NH ₃)₂Cl₂］

ⓐ 정사면체 : 이성질체 존재 ×
ⓑ 평면 사각형 : 시스형과 트란스형의 기하 이성질체 존재

② MA₄B₂형(리간드 A, B ; 배위수=6 ).

(예)［Co(NH₃)₄Cl ₂］정팔면체 구조 ⇒ 구조 이성질체 존재.

(3) 전이 원소 화합물

가. 크롬과 그 화합물

① 성질

㉠ 은백색의 광택이 있으며 녹는점이 높다.
㉡ 공기 중에서 산화막을 만들어 부식을 방지하므로 철, 구리의 도금에 이용된다.

② 중크롬산칼륨(K₂Cr₂ O₇)

㉠ 주황색 결정으로, 염기성 용액에서 크롬산염이 된다.
Cr₂O₇^2- + 2OH^- ─―→ 2CrO₄^2- + H₂O
(주황색) (노란색)

㉡ 산성 용액에서 강한 산화제로 작용한다 (Cr은 +6가의 최고 산화수를 갖고 있다).
Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e^- ─―→ 2Cr³⁺ + 7H₂O
(산화수:+6) (산화수:+3)

③ 크롬산칼륨(K₂CrO₄ ) : 노란색 결정으로 물에 잘 녹으며, 산성 용액에서 주황색의 중크롬산 이온으로 된다.
2CrO₄^2- + 2H⁺ ─―→ Cr₂O₇^2- + H₂O
(노란색) (주황색)

나. 철과 그 화합물

① 제법

: 회백색의 금속으로, 자연계에서 적철광, 자철광드으로 산출, 용광로에서 탄소로 환원하여 얻는다.

② Fe²⁺의 검출 : 육시아노철(Ⅲ)산 칼륨[K₃Fe(CN)₆]과 Fe²⁺사이의 반응으로 파란색의 조성이 일정하지 않는 침전을 형성(턴블 파랑).
Fe²⁺ + K₃Fe(CN)₆ ─―→ 푸른색 앙금(턴블 파랑)
산화수:+3

㉡ Fe³⁺의 검출
ⓐ 육시아노철(II)산 칼륨[K₄Fe(CN)₆]과 Fe³⁺사이의 반응으로 파란색의 조성이 일정하지 않는 침전을 형성(프러시안 파랑).
Fe³⁺ + K₄Fe(CN)₆ ─―→ 푸른색 침전(프러시안 파랑)
산화수:+2
ⓑ SCN^-과 매우 예민하게 반응하여 붉은색의 앙금 생성
Fe ³⁺ + SCN^- ―→ Fe(SCN)²⁺(붉은색 침전)

다. 구리와 그 화합물

① 성질

㉠ 열과 전기 전도성이 은 다음으로 좋고, 연성과 전성도 큰 금속이다.
㉡ 전선의 재료나 여러가지 합금으로 사용되며, 공기중에 습기가 있으면 염기성 탄산염의 초록색 막을 형성한다.

㉢ 보통의 산과는 반응하지 않으나 산화력이 강한 질산이나 진한 황산과는 반응한다.

㉢ +2 또는 +1 의 산화수를 가지는데 대부분 +2가의 화합물로 존재한다.

② 화합물

㉠ 산화 구리(I)(Cu₂O) : 붉은색
㉡ 산화 구리(II)(CuO) : 검은색
㉢ 황산구리(CuSO₄.5H₂O) : 푸른색의 황간구리 결정을 가열하면 결정수를 잃어서 흰색 가루로 된다.

※ 결정수가 없는 황산구리는 수분을 만나면 푸른색으로 되므로, 벤젠이나 알코올 속의 미량의 수분을 검출하는 데 쓰인다.

라. 은과 그 화합물

① 열과 전기 전도성이 금속중에서 가장 크며, +1가의 산화수만 갖는다.

② Ag⁺은 할로겐 이온(X^-)과 반응하여 할로겐화은(AgX)을 형성한다.
(예) AgF(용해), AgCl↓(흰색), AgBr↓(연한 노란색), AgI↓(노란색)

③ 보통의 산과는 반응하지 않으나 산화력이 강한 질산이나 진한 황산과 반응한다.
3Ag + 4HNO₃ ---→ 3AgNO₃ + NO + 2H₂O (묽은 질산),
Ag + 2HNO₃ ---→ AgNO₃ + NO₂ + H₂O (진한 질산)
2Ag + 2H₂SO₄ --→ Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O (뜨겁고 진한 황산)

④ 할로겐화은에 빛을 쬐면 분해되어 은은 보라색으로 변하다가 점차 검은색으로 된다. -->광화학 반응
(빛)
2AgX ----→ 2Ag + X₂ (X : Cl, Br)
(검은색)

마. 망간과 그 화합물

① 성질

㉠ 은회색의 금속으로 비교적 반응성이 크다.
㉡ +2∼+7까지의 산화수를 가지며 그 이온의 색깔도 각각 다르다.

② 이산화망간(MnO₂)

㉠ 흑색 가루로 산화제로 쓰인다.

㉡ 과산화수소나 염소산칼륨으로부터 산소를 얻을 때 촉매로 쓰인다.

③ 과망간산칼륨(KMnO₄)

㉠ 흑자색 결정, 물에 녹아 적자색의 MnO₄^- 가 생긴다.
㉡ 망간의 산화수가 +7로 산성 용액에서 강한 산화제로 작용한다.

4. 제 2, 3 주기 원소와 그 화합물

(1) 탄소족 원소

가. 탄소 (C)

: 주기율표의 14족 원소로 원자가전자는 4개이며 공유결합을 잘 만든다.
자연계에서는 흑연, 다이아몬드 및 무정형인 활성탄과 같은 동소체가 존재.

① 다이아몬드 : 광택을 가지며 정사면체 구조를 이루어 가장 단단한 비금속 고체로 전기 전도성은 없다.
② 흑연 : 부드럽고 미끄러운 흑회색 고체이며, 전기 전도성을 가진다. 윤활제나 건전지의 전극 등으로 사용된다.

나. 알루미늄 (Al)

: 공업적으로 보크사이트(Al₂O₃ : 2H₂O)에 빙정석(Na₃AlF₆)을 넣고 용융 전기 분해시켜 얻는다.

① 은백색의 연한 경금속으로 공기 중에서 표면에 Al₂O₃를 형성하여 내부 보호.
② 양쪽성 원소로 산과 염기와 반응하여 수소 기체 발생

③ 환원력이 커서 금속 산화물을 환원시킬 수 있다. => 골드쉬미트법

다. 규소 (Si)

① 탄소와 같은 족 원소로 다이아몬드와 비슷한 구조.
② 지각 속에 산소 다음으로 많이 들어 있다.
③ 준금속으로 반도체의 원료로 쓰이며, 그물 구조체로 녹는점이 매우 높다.
④ 공기 중에서 가열하면 이산화규소(SiO₂)가 된다.
Si + O₂ -------> SiO₂
⑤ SiO₂ 는 수정이나 모래의 주성분으로 HF와 반응한다.
SiO₂ + 4HF ------> SiF₄↑ + 2H₂O

(2) 수소 화합물

가. 암모니아(NH₃)

① 제법
㉠ 공업적 제법(하버법)

㉡ 실험실 제법

② 성질
㉠ 무색, 자극성 기체로 공기보다 가볍고 물에 매우 잘 녹으므로 상방 치환으로 모은다.
㉡ 상온에서 8 기압 정도이면 쉽게 액화되고, 기화될 때 많은 기화열을 흡수하므로 냉매로 쓰인다.
㉢ 물에 매우 잘 녹으며 그 수용액을 암모니아수라 한다(약한 염기성).
㉣ 염화수소와 반응하여 염화암모늄을 생성한다(암모니아의 검출에 이용)

나. 황화수소(HS)

① 제법 : 황화철(FeS)에 염산 또는 묽은 황산을 가하여 얻는다.

② 성질
㉠ 달걀 썩는 냄새가 나는 무색의 유독한 기체이며 물에 약간 녹아 매우 약한 산성을 나타낸다.

㉡ 환원성이 있어 많은 물질과 반응하여 황을 유리시킨다.

㉢ 금속이온과 반응하여 독특한 색깔의 앙금이 생기므로 금속 이온의 분리나 검출에 이용된다.

중성 또는 염기성 용액에서의 앙금	산성 용액에서의 앙금
FeS(검은색), ZnS(흰색)	PbS(검은색), Ag2S(검은색)
MnS(분홍색), CoS(검은색)	CdS(노란색), SnS(암갈색)
NiS(검은색)	CuS(검은색)

(3) 질소의 산화물

가. 일산화질소(NO)와 이산화질소(NO₂)

① 제법 : 구리에 묽은 질산을 가하면 NO가 얻어지고, 진한 질산을 가하면 NO₂가 얻어진다.

② 성질
㉠ 일산화질소는 무색 기체로 공기 중에서 산화되어 적갈색의 이산화질소가 된다.

㉡ 이산화질소는 물에 녹아 질산이 된다.

㉢ 이산화질소는 자극성 냄새를 가진 기체로, 냉각하면 무색의 사산화이질소로 된다.

나. 질산(HNO₃)

① 제법
㉠ 공업적 제법 : 암모니아를 백금 촉매로 산화시켜 얻는다(오스트발트법).

㉡ 실험실 제법 : 질산나트륨에 진한 황산을 가하여 가열하여 얻는다.

② 성질
㉠ 무색의 발연성 액체로 빛을 쪼이면 쉽게 분해된다(갈색병에 보관).
㉡ 산화력이 강하여 수소보다 이온화경향이 작은 Cu, Ag, Hg과 반응하여 NO, NO₂ 기체를 발생한다.
㉢ 진한 질산과 진한 염산을 1 : 3 의 부피비로 혼합한 용액을 왕수라고 하며 Au, Pt을 용해시킨다.
㉣ Al, Fe, Ni 은 묽은 질산에는 녹으나 진한 질산에는 산화물의 피막을 형성하여 잘 녹지 않는다. 이 피막이 덮인 상태를 부동태라고 한다.

(4) 황의 산화물

가. 이산화황(SO₂)

① 제법 : 구리에 진한 황산을 넣고 가열하여 얻는다.

② 성질
㉠ 무색의 자극성 유독 기체로 물에 잘 녹으며 물에 녹아 약산인 아황산을 만든다.

㉡ 환원성이 강해 환원성 표백제로 쓰인다. SO₂ 이 든 병에 꽃을 넣으면 탈색되며 적갈색의 요오드 용액에 통과시키면 요오드가 환원되어 무색으로 된다.

나. 삼산화황(SO₃)

① 제법 : 이산화황을 400∼500℃에서 Pt 촉매나 V₂O₅ 촉매하에 산화시키면 된다.

② 성질 : 낮은 온도에서는 바늘 모양의 흰 결정이며 물에 녹아 황산으로 된다.

다. 황산(H₂SO₄)

① 제법 : 공업적으로 황을 연소시켜 SO₂ 을 만들고, Pt 이나 V₂O₅ 촉매하에산화시켜 SO₃ 을 만든 다음 물에 녹여 만든다(접촉법).

② 성질
㉠ 무색의 비휘발성 액체로, 진한 황산은 98%의 황산(비중 : 1.84)을 포함한다.
㉡ 흡습성이 커서 건조제로 사용되며, 탈수 작용을 한다.

㉢ 가열된 진한 황산은 산화력이 강하여 수소보다 이온화 경향이 작은 Cu, Hg, Ag 과 반응하여 SO₂ 을 발생한다.
㉣ 묽은 황산은 강한 산성을 나타내며 이온화된 황산 이온은 바륨 이온과 만나면 흰색 앙금을 만든다.

㉤ 묽은 황산을 만들 때는 반드시 다량의 물에 진한 황산을 조금씩 가하면서 저어 주어야 하며, 수소보다 이온화 경향이 큰 금속과 반응하면 수소 기체를 발생시킨다.

(5) 산화물

가. 산성 산화물

① 산화수가 +4 이상인 비금속 원소의 산화물
(예) CO₂, SO₂, SO₃, NO₂, P₄O₁₀
② 물에 녹아 산이 되고, 염기와 중화반응을 하여 염과 물 생성

나. 염기성 산화물

① 산화수가 +3 이하인 금속 원소의 산화물
(예) Na₂O, K₂O, MgO, CaO, BaO
② 물에 녹이면 염기가 되며, 산과 중화 반응을 하여 염과 물 생성

다. 양쪽성 산화물

① 양쪽성 원소인 Al, Zn, Sn, Pb 의 산화물로 산, 염기와 모두 반응
(예) Al₂O₃, ZnO, SnO, PbO
② 산과 반응 :
③ 염기와 반응 :