화학Ⅱ(2009)

화학Ⅰ 3단원에서 이어지는 내용이다. 주기율, 전기 음성도, 탄화수소 파트를 어느 정도 익혔다면 편하게 학습할 수 있는 부분이다. 화학Ⅰ에서 자세히 다뤄주진 않지만 쌍극자 모멘트에 대해서 소개한다. 이 값이 0이 맞냐 아니냐를 따지면서 극성 유무를 판단했지만, 화학Ⅱ에서는 크냐 작냐를 통해 이온성이 세기를 판단한다. 화학Ⅰ에서는 전기음성도에 따라 δ+(부분적으로 양성), δ-(부분적으로 음성)을 갖고 공유결합의 극성 여부를 판단했다면, 화학Ⅱ는 분자 간에 작용하는 힘을 주력으로 다룬다. 예를 들어 서로 다른 분자 간의 δ+와 δ- 사이의 인력이라고 보면 된다. 대표적으로 화학Ⅰ에서 상세히 다뤄주지 않던 수소결합에 대해서 자세히 배울 수 있다. 사실 수소결합은 공유결합이나 배위결합, 이온결합처럼 원자 사이에 작용하는 힘이 아니라 분자 사이에 작용하는 인력이다. 엄밀히 말하자면 '결합'의 종류가 아니다. 위의 세 결합만큼의 힘을 갖고 있기 때문에 결합이라는 이름이 붙은 것이다. 참고로 무극성 분자에서도 분극이 일어난다. 사실 무극성 분자도 극성 분자를 만나면 영향을 받게 되는데 이렇게 무극성 분자가 쌍극자가 되는 현상을 편극이라 하고 이 편극 현상이 나타난 무극성 분자를 유발 쌍극자 또는 순간 쌍극자라고 한다. 물리Ⅱ에 나오는 유전분극 현상과 비슷한(?) 메카니즘이라고 보면 된다. 무극성 분자가 편극되면서 다른 무극성 분자의 편극을 이끌때 이 두 무극성 분자 사이에서 작용하는 힘을 분산력(반데르발스 힘)이라고 한다. 이 부분은 예전 교육 과정에서 현 화학Ⅰ-Ⅲ단원 내용과 함께 다루었으나 화학Ⅱ에 따로 남아있게 되었다. 특히 분산력은 편극의 크기와 비례하는데 이 편극은 당연히 분자량이 많을 수록 증가한다. 따라서 끓는점도 증가하는데, 아이오딘이 상온에서 고체 상태로 존재하는 이유가 그것이다. 구 교육과정 화학Ⅰ 무려 맨 앞을 화려하게 장식했던 수소결합은 H가 상대적으로 δ+, F, O, N가 상대적으로 δ-를 띤다는 원리만 알면 된다. 그리고 절대로 공유 결합보다 결합력이 크지 않다. 그나마 분자 간의 힘에선 결합력이 크다는 것일 뿐. 많은 학생들이 오해하는 부분이다. 그리고 화학Ⅰ 맨 뒷 부분 혹은 결합 파트 맨 앞장에서 나오는 DNA 이중나선 구조가 왜 그렇게 되어있는지 원리를 파악할 수 있다. (바로 이 수소결합때문에)

그 악랄하던 화학Ⅰ의 Ⅰ단원에서 이어지는 내용이다. 기체의 부피(몰 수)나 분자량을 구하는 것이 핵심이다. 이 부분은 개념은 쉬우나 문제가 헬파이어로 나와 화학Ⅱ 수험생들이 애를 먹는 부분이기도 하다. 개념을 잘 정립해 두면 지구 과학Ⅱ의 대기압 관련 토리첼리의 실험 관련 기출문제 3점 짜리를 10초 컷 할 수 있는 위력을 가졌다. 기체는 끊임없이 운동하는 성질을 지녔는데 이 때문에 압력이 생기게 된다. 충돌 횟수가 많을 수록, 몰수가 많을 수록, 부피가 작을수록, 온도가 높을수록 크다. 여기서 수은(Hg) 기둥의 높이차가 곧 상대편 기압+그 높이차라는 개념만 알고 있으면 된다. 중딩 닝겐들을 괴롭혔던 보일의 법칙, 샤를의 법칙이 또 나온다. 물론 물리Ⅱ Ⅰ단원에도 나온다. 화학Ⅱ에서 좀 더 어렵게 배운다. 보일의 법칙은 일정한 부피는 압력에 반비례한다는 것이고(온도 일정), 샤를의 법칙은 일정한 부피는 절대 온도에 비례한다는 것이다.(압력 일정) 두 법칙에서 독립변수가 부피라는 것만 캐치하면 게임 끝. 참고로 절대온도라는 개념이 나오는데, [math( -273.15 )]℃를 원점으로 하는 온도를 뜻한다. 단위는 켈빈. 이 보일-샤를의 법칙을 짬뽕시켜놓은 게 그 유명한 [math( PV=nRT )](이상기체 상태 방정식)이다. 하늘이 내려준 은혜로운 식이라고 EBS 수능특강에서 이희나 선생님의 명언이 해당 공식이 나올때마다 나와주신다. 여기서 심화 과정으로 기체분자 평균운동에너지가 나오는데, 물리Ⅱ에서 자세하게 증명해준다. 일단 이상기체 상태 방정식을 이용하여 기체의 분자량을 측정할 수 있다는 정도만 알면 된다. 식은 [math( PV=\frac{w}{M}RT )]로 [math( w )]는 기체의 질량(g), [math( M )]은 기체의 분자량(g/mol)을 의미한다. 여기서 이상기체랑 실제기체를 구분하는 개념도 나오는데, 이상기체는 분자 사이의 힘이 작용하지 않는다고 가정한다. 또, 수험생을 멘붕으로 몰아놓는 곳이 바로 부분 압력 법칙 관련 문제. 기체 A와 B를 준비해놓고 혼합시킨 후의 압력은 각 기체의 압력의 합과 같다는 개념이다. 몰분율이라는 개념도 자세히 익혀두길 바란다.

사실상 이 부분은 물리Ⅱ와 별반 다를 게 없다. 위에서 배운 보일 법칙, 샤를 법칙의 응용이라고 보면 된다. 기체 분자의 평균 운동 속력으로 분자 수와의 관계, 밀도와의 관계 등을 파악할 줄 알면 된다. 여기서 분자 수는 맥스웰 분포를 활용한다는 점. 이건 이과라면 상식으로 알아두어라.

개정 전 화학Ⅰ에서 단원 하나를 통째로 차지하고 있었던 부분이 바로 여기다. 그래서 당시 세대에게 있어서는 꽤 친숙한 부분일지도 모른다. 물이 극성이며, 수소 결합하니, 비열이니 어쩌니 그에 관련된 특징을 쭉 나열한다. 사실 물의 특성 중에서 가장 눈여겨 볼 것은 온도에 따른 물의 밀도 변화와 온도 변화이다. 4℃가 되면 물의 부피는 최소가 되고, 밀도는 최대가 된다. 공부를 떠나 최소한의 상식이므로 알아두길 바란다.

고체의 일반적인 성질을 다룬다. 여기서는 화학Ⅰ의 화학 결합 파트에서 배웠던 내용의 복습이라고 보면 된다. 추가된 건 결정 구조. 단순 입방, 체심 입방, 면심 입방이 그 종류이다. 상변화는 우리가 흔히 아는 고체, 액체, 기체 간의 상태 변화를 말하는 것이다. 이 부분도 중학교 내용의 복습이다.

사실 화학Ⅰ의 Ⅰ단원과 이 부분이 원래 이전 교육 과정 화학Ⅱ일 때 합쳐져 있던 부분이었는데, 한꺼번에 몰과 그에 관련된 농도 관련 개념을 이해하기 힘들다는 학생들이 많아서인지, 2015년 개정판에서 몰 파트는 화학Ⅰ으로 쫓겨난다. 여기서 ppm농도, 몰농도와 몰랄농도 등 다양한 농도에 대해 정의 내리게 되는데, 농도를 환산하는 부분은 꽤 애를 먹는 부분이니 연습이 필요하다. 특히 대학 와서 이거 제대로 못하면 그냥 실험 시간에 학점 깔아주는 바닥 신세가 된다. 몰 농도는 다음 교육 과정에서 화학Ⅰ로 내려갔다. 참고로 2015년 개정 화학1 에서는 이 파트가 무려 1단원에서 화학반응식과 양적관계와 섞어져 화학1을 포기하게 되는 큰 원인이 되고 있다.

증기압력이라는 용어가 나온다. 증기압력에 대한 자세한 이야기는 Ⅲ단원의 상평형 부분에서 언급되므로 이 단원을 공부하기 전에 상평형 부분부터 공부를 하면 묽은 용액의 총괄성에 대해 이해하기 훨씬 쉽고 빠르니 상평형부터 보고 오자. 단원 순서대로 공부하는 학생들이 여기서 증기압력에 대한 이해를 잘못하면 오개념이 생기기 매우 쉽다. 증기압력에 대해 가볍게 말하면 밀폐된 용기 안에 액체를 놓아두면 그 액체 표면에서 분자들이 분자사이의 인력을 끊고 밖으로 뛰쳐나오는데, 이때 기체의 분자 수도 많아지게 되고, 이 중에 에너지가 작은 놈들이 액체 표면과 충돌하여 다시 액체 상태로 빽하게 된다는 그런 이야기이다. 맨 처음에 배운 분자 간의 힘이 작을수록 증기 압력은 크다. 여기서 가장 생소해 하는 개념이 증기 압력 내림. 보통 [math( \Delta P )]로 표시한다. 이건 그냥 현상이다. 쉽게 말하자면 소금물이 그냥 물에 비해 증발하기 어렵다는 뜻이다. 여기에 라울의 법칙을 활용한 문제가 나올 수 있다. 여기까지 그나마 수월하게 하다가 끓는점 오름([math( \Delta T_b )])과 어는점 내림([math( \Delta T_f )])에서 직격탄을 맞이한다. 그냥 용액의 끓는점과 용매의 끓는점의 차이다. 몰랄 농도를 이용하기 때문에 몰랄 농도에 대한 개념이 정확히 박혀 있어야 된다.
실생활에서 많이 언급하고 있는 삼투압 현상의 원리에 대해서도 배운다. 여기서 삼투압의 기호를 원주율과 같은 [math( \pi )]를 쓰는데, 미적분Ⅱ를 공부하는 이과생들은 여기서 혼란스러워 하지 않도록 한다. 삼투압은 말 그대로 압력이다. 묽은 소금물의 물 분자가 진한 소금물의 물 분자쪽으로 이동하면서 발생하는 압력이다. 여기서 반트 호프 법칙에 대해서 나오는데, 용액의 몰농도의 기호를 하필 [math( C )]로 쓰는 바람에 물리하는 사람들이 용량 단위랑 헷갈려 하기도 한다. 삼투압을 갖고 분자량을 구할 수 있다. 여기서 [math( \Delta T_b )], [math( \Delta T_f )], [math( \pi )]은 용액의 농도랑 비례한다는 용액의 총괄성이라는 개념이 등장한다. 조심해야 할 건 용질의 종류와는 관계 없다는 점.
많은 사람들이 반트호프식의 기원을 이상기체상태방정식으로부터 찾는다. 하지만 이 식과 기체방정식은 엄연히 다른 이론이다. 궁극적인 차이를 얘기해준다면 기체방정식은 분자간 상호작용은 없다는 전제로 출발한 식이다. 하지만 반트호프식은 용액상이기 때문에 분자간 상호작용이 매우 크게 작용하는 환경에서 적용된 식이기 때문에 모양이 비슷하다고 이상기체방정식으로 반트호프식을 유도하는 행위는 매우 잘못된 발상이다.
덧붙이자면, 단원의 이름이 "묽은 용액의 성질"이듯이, 용액의 총괄성은 '소량'의 용질이 들어간 용액에만 적용된다. [math(\pi = CRT)]에서 기체 상수가 붙는 이유는 소량의 용질이 용매에서 기체처럼 행동하기 때문이다. 이미 용질의 인력이 간섭할 정도이면 그건 총괄성에 해당되지 않는다. 그러면 묽은 용액에서는 반트호프식을 이상기체 방정식으로부터 유도해도 된다는 소리 아닌가?

공대생들의 끝판왕 물리화학 파트를 담당한다. 물리Ⅱ에서도 이 부분을 비중 있게 다루는 편이라 사실 물리Ⅱ와 같이 공부하면 상성이 매우 좋다. 사실 이전 화학Ⅱ에서 딱히 비중 있게 다루지 않았다. 열에 대한 개념은 물리Ⅱ에 자세히 언급되어 있다. 그냥 열은 뜨거운 쪽에서 찬 쪽으로 이동하려는 에너지이다. 본래 에너지를 담당하는 학문은 물리인데, 이걸 화학과 융합시킨 게 물리화학이라는 학문이다...
일단 반응열에 대해서 배운다. 반응열이란 화학 반응이 일어날 때 방출되거나 흡수되는 열이라고 보면 된다. 열을 방출하면 발열 반응, 흡수하면 흡열 반응이라고 한다. 열은 그냥 에너지니까 발열에서는 빠져나간다고 생각하면 된다. 그러니까 에너지도 그만큼 감소한다. 에너지가 낮으면 안정해진다는 표현을 쓰는데, 굳이 Q<0이니 Q>0이니 수식을 외우는 것보단 그냥 언어로 이해하길 바란다. 우리가 쓰는 손난로나 얼음팩(질산 암모늄 반응) 등도 이러한 원리로 만들어낸다.
여기서 이전 교육 과정에 없던 반응계와 주위에 대한 개념이 나온다. 그냥 반응계+주위=에너지 총합 일정이라는 개념만 알면 된다. 문제를 어렵게 못낸다. 물리Ⅱ에서도 나오는 부분이지만 비열, 열용량, 열량에 대한 개념을 다룬다. 물리Ⅱ는 정압 열량계와 정부피 열량계에 대한 구분 없이 정압 열량계에 대한 그림만 나오는데 화학Ⅱ에서는 정부피 열량계도 다루고 있다. 여기서 평가원 문제가 출제된 바가 있다. 여기서 유명한 공식 [math( Q=C\Delta t=cm\Delta t )] 시멘트 씨암탉 (열량=열용량×온도변화량=비열×질량×온도변화량)이 등장한다.

엔탈피라는 생소한 용어가 등장한다. 기호로는 [math( H )]로 쓴다. 일정한 압력과 온도[2]에서 어떤 물질이 가지고 있는 고유한 에너지의 함량을 말한다. 이는 우리가 고유한 질량과 에너지를 갖고 있듯이 물질도 각각의 고유한 에너지를 갖고 있다고 생각하면 된다. 하지만 우리는 절대로 물질 각각의 그 에너지를 정량적으로 정확히 구할 수 없다. 다만 반응 전후의 에너지 차이만 알 수 있다. 즉, 우리는 [math( H )]값을 구할 수 없으므로 그 대신 반응 후에서 반응 전을 뺀 값인 반응 엔탈피([math( \Delta H )])를 주로 사용한다. 참고로 이 값에 절댓값을 씌우면 안 된다. 엄밀히 절댓값보다는 마이너스를 곱하지 말라는 소리이다. 반응 엔탈피의 덧셈에 대한 역원이 곧 반응열이기 때문. 발열은 에너지가 방출되니까 마이너스, 흡열은 에너지가 흡수되니까 플러스를 붙인다. 예를 들어 화학식을 작성할 때 반응 후에 (-)가 붙으면 반응 엔탈피는 (+)값을 가진다. 하나 더 덧붙이자면 엔탈피를 열과 대등하게 쓸 때는 조건이 있다. 바로 등압조건일때만 가능하다. 즉 화학적이든 물리적이든 반응이 일어날때 압력이 변하면 안 된다.
열화학 반응식을 능수능란하게 써야 하는데, 화학Ⅰ에서 어렵게 꼬아내는 양적 관계 문제는 나오지 않는다. 간혹가다 몇몇 화학Ⅱer들이 뭔지 모를 부심을 느끼고 화학Ⅰ을 얕보고 자기가 배우는 부분이 더 어렵다고 징징대곤 하는데, 사실 겁주기에 불과하다. 이 부분은 화학Ⅰ에 비해 문제도 정형화되어 있는 부분이다.
반응열을 연소열, 생성열, 분해열, 중화열, 용해열로 나누는데 그냥 위의 원리의 응용이다. 특히 거기에 나오는 표준 생성열 값을 모두 외우는 건 비효율이니 그냥 문제를 통해 익히길 바란다.

중요한 법칙이 하나 나오는데 헤스 법칙이다. 반응 경로에 관계 없이 반응열의 총합은 일정하다는 건데 실험으로 측정하기 힘든 반응열을 구하거나 합성 물질들의 반응열을 구할 수 있다. 결합 엔탈피([math( D )])는 두 원자 사이의 공유 결합 1몰을 끊을 때 필요한 에너지이다.
이 파트는 수능이나 평가원 기출등 문제를 풀어보면 엔탈피의 상대적인 위치를 그래프로 표현하는 문제가 많은데, 이때 차이를 표시할때 화살표가 한쪽 방향으로 있는 것과 양쪽 방향으로 다 있는 경우가 있다. 전자는 화살표의 진행방향 쪽의 반응의 엔탈피 변화량이라 음수 양수 둘다 가능하지만, 후자는 엔탈피의 차이의 절댓값이므로 양수이기 때문에 알아서 부호를 넣어주고, 항상 조심해야한다. 문제 중 계산 노가다를 해야하는 부분이 매우많은 경우가 있다. 계산자체는 그냥 사칙연산이지만 계산량이 많아 잘못 접근할 경우 시간을 오래 잡아먹기도 한다.

계와 주위라는 개념이 여기서 제대로 등장한다. ΔS_전체 = ΔS_계 + ΔS_주위 라는 개념인데, 고등학교에서 깊이 다루기엔 힘들고 생소하다.[3] 계는 반응이 직접 일어나는 부분을 의미하고, 주위는 그 외적 부분을 의미한다. 고립계, 닫힌계, 열린계로 나뉘는데 사실 이 부분은 이전 교육 과정에 없던 부분인데, 물리Ⅱ에도 들어오고 화학Ⅱ에도 들어왔다. 열화학 반응식에 엔탈피의 변화량만 적던 것을 이제는 자발성 판단을 위해 자유 에너지의 변화량까지 적어놓았다. 또한 정량적 접근은 하지 않지만 이전 교육 과정과 달리 ΔG=ΔH-TΔS의 개념도 추가되었다.[4] 그냥 위에서 배운 열화학 반응의 연장선을 확장시킨 버전이라고 생각하면 된다. 그리고 여기서 열역학 제1법칙, 열역학 제2법칙(엔트로피)에 대해서 나온다. 그냥 물리Ⅱ 열역학 단원을 그대로 복붙했다고 봐도 무방할 듯...

자발적 과정은 외부의 간섭 없이 스스로 일어나는 것이다. 그냥 합답형 문제가 나오면 자발인지 비자발인지만 구분하면 된다. 그냥 표현을 덧붙이려고 가져다 붙인 듯. 모든 물질은 자연계 내에서 안정을 추구한다는 철학적인 멘트가 심금을 울리기도 한다. 여기서 엔트로피의 정의에 대해서 나오는데 엔트로피의 변화량까지 묻고 있다. 기체의 몰수, 온도 변화, 용해, 상변화 같은 것과 연계해서 묻지만 문제는 지식 수준 선에서 쉽게 나온다.

주위의 엔트로피 변화와 계의 엔탈피 변화에 대한 개념이 나오는데, 그냥 이 부분은 시각적으로 익히는 수 밖에 없다. 어차피 이 부분에서 문제는 매우 쉽게 나오므로 딱히 깊게 공부할 필요도 없겠지만... 공식을 암기하지 말고 관계성을 파악하는 게 도움이 된다. 여러 가지 영어와 델타가 나오는데 그냥 표현법일 뿐이다. 다음 교육과정에서는 다시 대학 과정으로 쫓겨난다. 이 내용과 관련된 용해 평형과 전지 전위 내용 역시 개정 화학 II에 없다.

화학 평형이란 가역 반응이 동적 평형을 이루어 반응물과 생성물의 농도가 변하지 않고 일정하게 유지되는 상태를 말한다. 여기서 가역 반응은 A+B→C와 같이 화학 반응식이 오른쪽으로 진행하는 것을 의미하고, 동적 평형은 그냥 반응이 정지된 것처럼 보이는 착시 현상이다. 여기서 반응물과 생성물의 농도 비는 화학 반응식의 계수 비와 관계 없다는 걸 알아두어야 한다. 화학Ⅰ에서 킬러로 등장하는 양적 관계 문제 중 질량보존의 법칙과 몰수와 분자량을 섞어 놓는데, 가끔 문제를 보면 이 개념이 그 역할을 대신하고 있다. 여기서 이전 단원에 배웠던 개념을 그대로 가져다 쓰고 있으니 개념을 정확히 해두어야 한다.
평형상수는 화학 반응이 평형 상태에 있을 때, 반응물의 농도곱에 대한 생성물의 농도곱의 비다. 예를 들어 [math( \mathrm{C_3H_{8}}(g) + \mathrm{5O_{2}}(g) \to \mathrm{3CO_{2}}(g) + \mathrm{4H_2O}(g) )] 라는 탄화수소 연소반응식이 있을 때, 평형상수는 [math( K=\frac{[CO_2]^3[H_2O]^4}{[C_3H_8]^1[O_2]^5} )]로 쓸 수 있고 여기서 대괄호 표기인 [X]는 평형 상태에서의 각 물질의 몰 농도를 의미한다. 참고로 단위는 따로 표기하지 않는다. 이때, 정반응의 평형 상수는 역반응의 평형 상수의 역수이다. 고체와 액체는 평형 상수 식에 반영하지 않는다.
그냥 반응식 작성하는 것은 화학Ⅰ보다 쉽다. 애초에 농도로 통일되어 있기 때문. 그러나 가장 애를 먹는 것이 분수 계산과 0.00xx 단위 같은 것을 나누고 곱하고 하는 계산이다.

여기서는 그래프 해석이 관건이다. 근데 그 그래프가 보기에만 매우 어려울 뿐이지 개념만 잘 익히면 별 거 없다. 반응물을 첨가하면 첨가 반응물이 감소하는 방향(정반응)으로 이동하면 정반응이 우세하게 일어나 새로운 평형에 도달한다. 생성물을 첨가하면 첨가한 생성물이 감소하는 방향(역반응)으로 이동하여 역반응이 우세하게 일어나 새로운 평형에 도달한다. 만약 생성물이나 반응물을 제거하면 그 반대라고 보면 된다. 이때 평형이동에는 온도, 압력이 영향을 주는데 압력의 경우, 예외적인 케이스(반응식의 반응물과 생성물의 기체의 계수 합이 같으면 압력이 높아져도 변화가 없다.)도 있으니 주의한다.
평형이동에서 수득률이라는 개념을 배우면 화학Ⅰ 맨 첫 부분에 배웠던 하버-보슈의 암모니아 합성법의 메카니즘을 화학스럽게(?) 좀 더 설명할 수 있게 된다.

먼저 이전에 배웠던 증기 압력에 대해서 다시 다룬다. 이때까지 잘 복습했으면 개념이 기억이 아예 안 나진 않을 것이다. 이 부분은 증발, 응축, 끓는점 등 상식같은 용어들이 나와 꽤 어렵지 않게 넘어갈 수 있는 수준. 생소한 개념을 꼽자면 증발열 정도. 상평형이라는 개념도 배우는데, 그래프를 해석하는 게 관건이다. 상평형은 한 물질의 여러 상들이 동적 평형을 이루고 있는 상태를 말하는데, 승화/융해/증기압력 곡선이 만나는 삼중점에서는 기체, 액체, 고체가 함께 존재할 수 있다. '드라이아이스는 왜 안 녹고 바로 기체가 되지?'와 같은 의문점은 여기서 해결할 수 있다.

중3(2016학년도 고1부터는 중2)때 배웠던 용해도에 대해서 좀 더 심화적으로 접근하는 단원이다. 중학교 때는 용질 몇 그램이 석출된다, 포화냐 불포화냐를 다루었다면 여기서는 석출 속도나 열의 방출과 흡수 등을 따진다. 그닥 어렵지 않은 부분. 특히 엔탈피와 엔트로피, 자유 에너지의 변화를 관찰한다. 이 부분도 복습을 했으면 그냥 그럭저럭 잘 넘어갈 수 있는 부분. 2015 개정 화학 II에서 삭제되었다.

여기서도 평형 상수와 같은 계산 문제가 판을 친다. 먼저 이온화라는 개념부터 배우는데, 여기서의 이온화는 그 이온화에너지할 때 그 이온화가 아니다. 그냥 전해질이 수용액에서 양이온과 음이온으로 나누어지는 것을 말하는데, 여기선 이 이온화되는 속도와 이온들이 결합돼서 전해질로 빠꾸하는 속도가 같은 동적 평형 상태를 이온화 평형이라고 한다. 여기선 이온화도([math( \alpha )])라는 비값 개념이 등장하는데, 쉽게 말해 녹은 전해질의 총 개수 대비 이온화된 전해질의 개수라고 보면 된다. 1과 가까울수록 강이라는 접두어가 붙고, 0과 가까워질수록 약이라는 접두어가 붙는다. 예를 들어 염산은 이온화도가 0.94[6]로 강산에 속하고, 아세트산은 이온화도가 0.013으로 약산에 속한다. 이온화 상수는 사실상 평형 상수의 연장선이라고 보면 된다. 단지 용매를 취급하지 않을 뿐이지... 대표적으로 물은 그냥 없는 셈치고 반응식을 따져주면 된다. 물론 친절한 수능 문제에는 없겠지만, 간혹 매우 어려운 문제가 교육청 문제에 등장한다. 바로 이 이온화 상수를 복잡하게 계산하도록 만든 것.

역시나 화학Ⅰ을 몇 번 끄적여보지 않았다면 충격과 공포를 맛보게 되는 부분. 그냥 복습이라고 보면 된다. 여기에 이온화 평형의 개념이 덧붙여진 건 옵션. 특히 중화 반응에서의 양적 관계를 좀 더 정량적 관계식으로 파악할 수 있다. 중화 적정 공식 [math( nMV=n'M'V' )](n은 가수, M은 몰농도, V는 용액의 부피 [7]), 이걸 화학Ⅰ에서는 간혹 이 식을 묻지마 사용으로써 권유하기도 한다.[8] 중화 적정 곡선이 나오는데 여기서도 그냥 그래프만 볼 줄 알면 된다. 문제는 메틸 오렌지, 메틸 레드, 리트머스, 페놀프탈레인, BTB의 색깔을 구분할 줄 알아야 하는데 여기서도 평형 상수나 이온화 상수와 같은 개념이 응용된다.

산소를 얻으면(전자나 수소를 잃으면) 산화, 산소를 잃으면(전자나 수소를 얻으면) 환원이라는 개념을 일러주긴 한다. 화학전지의 종류와 개념을 좀 구분할 필요가 있는데 솔직히 외우는 게 다라서, 암기를 싫어하는 사람들에게 애를 먹이는 부분이기도 하다.

이전에 배운 화학 전지에서 두 전극 사이의 전위차를 말한다. 전위차가 뭐냐면 그냥 전압이다.[9] 여기서 표준 전극 전위라는 개념이 등장하는데, 별 거 아니다. 그냥 전압계 눈금에서 나오는 값만 보면 된다. 참고로 표준 환원 전위 값이 높아지면 환원성이 커진다. 끝에 깁스 자유 에너지와 연계된 서술이 있는데, 그냥 자유 에너지 개념이 박혀 있다면 음 그렇구만 하고 넘어갈 수 있는 부분. 자유 에너지와는 달리 전위차는 (+)일 때 자발적임에 유의하자. (사실 유의할 필요도 없다. 당신은 지금까지 사용해온 건전지에서 전압 표시에 -1.5V라고 쓰여있는걸 본 적이 있는가?)

전기 분해의 원리에 대해서 좀 더 심도 있게 다루었다. 몇 가지 물질이 등장하는데 여기서 용융액과 수용액의 전기 분해 차이점만 간파하면 된다. 또 물의 전기 분해는 이과생들 사이에서도 상식으로 통하는 만큼 그냥 기본으로 알아두었으면 한다. 전기 분해에서의 양적 관계는 그냥 간단한 테크닉만 익혀두면 되는 문제이므로 너무 어렵게 공부할 필요 없다. 뒤에 살짝 물리Ⅱ스러운 전하량과 패러데이의 개념이 나온다.

여기서 델타니 곡선이니 수학책에서 볼 수 있을 법한 그래프와 식이 나오는데 쫄지 마라. 그냥 미적분Ⅰ을 배운 이과생이라면 껌이네 하고 넘어갈 수 있는 부분이다.[10] 참고로 이과생이 미분을 배우는 이유를 알게 해주는 곳. 사실 고등학교 과정에서 순간 변화율이 쓰이진 않지만 [math( v=\frac{\Delta [A]}{\Delta t} )]같은 미적분Ⅰ 개념조차 모르면 그저 난감하다. 그렇다고 순간 변화율이 없다는 건 아니다. 물리에서 접선을 긋고 대략 칸수를 정해줘서 순간 속도를 구하라는 문제가 나오듯이 여기서도 한 점에서 접선을 긋고 칸수에 맞춰서 순간 반응 속도를 구하라고 한다. 그냥 수학이긴 한데 굉장히 기본적인 수학 개념이 적용되는 부분.

입자들 사이의 충돌로 반응 속도의 개념을 잡을 때 확률과 통계의 곱의 법칙이 쓰이긴 하였는데, 거슬릴 정도는 아니다. 그냥 A라는 입자 5개랑 B라는 입자 8개 사이에서 충돌 가능한 횟수가 40이라는 개념만 잡혀 있으면 쉽다. 충돌수가 많아지면 그만큼 반응을 일으킬 수 있는 입자수도 많아지는데, 그만큼 반응 속도가 빨라진다. 농도가 짙고, 표면적이 작을 수록 반응 속도가 빠르다는 개념도 포인트.
반응 속도식은 반응물의 농도와 반응 속도와의 관계를 나타낸 식으로 [math( xA+yB \to zC+wD )]에서 [math( v=k[A]^m[B]^n )] (m, n은 반응차수, [A], [B]는 A, B의 몰농도, k는 비례상수)와 같이 쓸 수 있다. 여기서 반응차수란 실험에 의해서 결정되는 값이다. 이건 직접 실험 그래프를 이용해서 이해하길 바란다.
특히 반응 속도 식은 적분하면 시간에 대한 농도의 함수를 구할 수 있게 된다. 화학 반응 속도론 참고.

유효 충돌이라는 개념과 생물Ⅱ에 있는 활성화 에너지에 대한 친숙한 개념이 나온다. 화학Ⅱ에서는 엔탈피 변화와 짬뽕시켜 수능 기출 문제로 등장한다. 반응물이 생성물로 될 때까지 일어나는 일련의 단계, 이를 반응 메커니즘이라고 하는데 이 반응 메커니즘 관련 문제에서는 순차적으로 단계를 파악하여 반응 속도식을 구할 줄 알아야 한다.

위에서 배웠던 반응 메커니즘을 곧 바로 적용한다. 주의해야 할 점이 있다면 반응 속도는 화학 반응이 일어날지 안 날지에 대한 여부는 알려주지 않는다. 촉매는 일어나지 않은 반응을 일어나게 하는 역할이 아니다. 뒤로 가면 효소(생체 촉매) 관련 내용이 조금 나온다(기질 특이성, 활성 부위 등). 생명 과학Ⅱ를 내신 수준으로만 했어도 편하게 넘어갈 수 있다.

뭔가 암기를 강조하는 듯한 단원이다. 칡이니 구기자, 당귀, 도라지, 오가피 등등 보약들의 각 효능까지 써놨다. 알칼로이드라는 물질을 소개하는데 질소원자를 포함한 고리 모양의 화합물로 염기성을 띤다는 특징만 캐치해놓자. 뭔가 화학Ⅰ의 탄소화합물을 연상시킨다. 그밖에 우리 일상 생활에서 자주 쓰이는 아스피린의 합성 반응이나 살리실산의 합성 반응도 다룬다. 항생제, 소화제, 항암제, 당뇨 치료제 등등... 약대로 진학할 학생들이라면 어차피 해야 하는 코스.

뭐라뭐라 설명되어 있다. 그냥 쭉 읽어보면 된다. 녹색 화학의 12원리는 외우는 게 아니다.