# 강전해질 용액에서 평균 활동도 계수(γ±)에 대한 설명으로 옳지 않은 것은?

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> subject: 전해질 용액

## 문제

강전해질 용액에서 평균 활동도 계수(γ±)에 대한 설명으로 옳지 않은 것은?

## 보기

1. γ±는 양이온과 음이온의 활동도 계수를 각각 독립적으로 측정하여 산출한다. **✔ 정답**
2. 이온 전하수가 클수록 같은 농도에서 γ±가 더 작아진다.
3. 고농도에서 γ±는 이온 수화에 의해 1보다 커질 수 있다.
4. 묽은 용액에서 이온 강도가 증가할수록 γ±는 감소한다.
5. 무한 희석 시 γ±는 1에 수렴한다.

**정답: 1**

## 해설

개별 이온의 활동도 계수(γ+ 또는 γ-)는 실험적으로 독립적으로 측정할 수 없다. 전기적 중성 조건 때문에 측정 가능한 것은 평균 활동도 계수(γ±)뿐이며, γ± = (γ+^ν+ × γ-^ν-)^(1/ν)으로 정의된다. 나머지 선택지는 모두 옳은 설명이다.

## 심화 해설

핵심 해설
이 문제는 강전해질 용액의 평균 활동도 계수(γ±)에 대한 기본적인 물리약학적 개념을 이해하고 있는지 묻는 문제예요. 평균 활동도 계수는 전해질 용액의 비이상성을 나타내는 핵심 파라미터로, 약제학에서 등장성 조정, 용해도 예측 등에 활용됩니다.

1.  **핵심 개념 분석 (Key Concept)**: 평균 활동도 계수(γ±)는 전해질 용액에서 양이온과 음이온의 활동도 계수를 개별적으로 측정할 수 없는 한계를 극복하기 위해 도입된 개념입니다. 전기적 중성 조건(Electroneutrality) 때문에 단일 이온의 활동도 계수(γ+ 또는 γ-)를 실험적으로 직접 측정하는 것은 불가능합니다. 따라서 두 이온의 활동도 계수를 기하 평균(Geometric Mean)한 평균 활동도 계수(γ±)를 정의하여 사용합니다.

2.  **정답 근거 (Answer Rationale)**: 보기 1번은 옳지 않은 설명입니다. γ±는 양이온과 음이온의 활동도 계수를 각각 독립적으로 측정하여 산출하는 것이 아닙니다. 핵심! 개별 이온의 활동도 계수(γ+ 또는 γ-)는 실험적으로 측정할 수 없고, 측정 가능한 것은 평균 활동도 계수(γ±)뿐입니다. γ±는 아래 식으로 정의됩니다.

γ± = (γ+^ν+ x γ-^ν-)^(1/ν)

여기서 ν+와 ν-는 각각 양이온과 음이온의 개수(화학량론 계수)이고, ν = ν+ + ν-입니다.

3.  **오답 분석 (Distractor Analysis)**:

혼동 주의! ②번 보기: 이온 전하수가 클수록 이온 간 정전기적 인력(Electrostatic interaction)이 강해져 같은 농도에서 γ±가 더 작아지는 것은 맞는 설명입니다. 이는 Debye-Hückel 이론으로 설명되며, 이온 강도(Ionic strength) 증가 시 활동도 계수가 감소하는 것과 같은 맥락입니다.

③번 보기: 고농도에서는 이온 간의 장거리 상호작용(Long-range interaction) 외에도 이온 수화(Ion hydration) 등 단거리 상호작용(Short-range interaction)의 영향이 커집니다. 물 분자가 이온에 결합하여 유효 농도(Effective concentration)가 증가하기 때문에 γ±가 1보다 커질 수 있습니다.

④번 보기: 묽은 용액(Dilute solution)에서는 Debye-Hückel 이론에 따라 이온 강도가 증가할수록 이온 간 정전기적 인력이 증가하여 활동도 계수(γ±)는 감소합니다.

⑤번 보기: 무한 희석(Infinite dilution) 상태에서는 이온 간 상호작용이 완전히 사라지므로 용액이 이상 용액(Ideal solution)에 가까워져 γ±는 1에 수렴합니다.

4.  **연관 개념 정리 (Related Concepts)**: 평균 활동도 계수의 이해는 단순히 약제학 이론에 그치지 않고, 약물의 용해도 곱(Solubility product, Ksp) 계산과 공통 이온 효과(Common ion effect) 이해의 기초가 됩니다. 또한 주사제 등 주사용 액제의 등장성 조정(Isotonicity adjustment) 시 전해질의 삼투압 농도를 정확히 계산하는 데에도 활용됩니다.

개념 정리: 평균 활동도 계수(γ±)는 단일 이온 활동도 계수 측정의 불가능성에서 탄생한 개념입니다. γ±는 실험적으로 측정 가능한 유일한 활동도 계수이며, 이를 통해 용질-용매 및 이온-이온 간 상호작용을 정량적으로 평가합니다.

한눈에 비교!:

| 개념 | 특징 |
| --- | --- |
| γ+ (양이온 활동도 계수) | 실험적으로 독립 측정 불가능 |
| γ- (음이온 활동도 계수) | 실험적으로 독립 측정 불가능 |
| γ± (평균 활동도 계수) | 실험적으로 측정 가능, γ+와 γ-의 기하 평균값 |

국시 빈출 포인트: "평균 활동도 계수(γ±)는 실험적으로 측정이 가능하다"는 사실과 "개별 이온의 활동도 계수(γ+ 또는 γ-)는 독립적으로 측정이 불가능하다"는 점이 자주 출제됩니다. 또한 Debye-Hückel 한계 법칙과 함께 γ±의 농도 의존성을 묻는 문제도 빈출이니 꼭 함께 공부하세요.

기출 변형 주의!: 이 개념은 단순히 정의를 묻는 것 외에, 특정 전해질(예: NaCl, CaCl₂, Al₂(SO₄)₃)의 평균 활동도 계수 계산식(γ± = (γ+^ν+ * γ-^ν-)^(1/ν))을 쓰게 하거나, 이온 강도(I)를 계산하고 이에 따른 γ±의 변화 추이를 묻는 형태로도 출제될 수 있습니다.

## 임상 시나리오

약국/임상 실무 가이드
약제학의 평균 활동도 계수 개념이 실제 약국 현장에서 직접적으로 거론되는 경우는 드물지만, 그 기반이 되는 원리는 의약품 제조와 품질 관리에 중요하게 작용합니다.

- **임상 시나리오 (Clinical Scenario)**: 제약 회사에서 정맥 주사용 전해질 수액제(예: 하트만 용액, 링거액)의 등장성과 pH 안정성을 확인하는 과정을 떠올려 보세요. 이러한 수액제는 혈액과 등장이어야 하고, 전해질 균형이 중요합니다. 제조 과정에서 전해질의 활동도(Activity)를 고려하지 않으면 실제 농도와 다른 삼투압이 계산될 수 있어 환자에게 위험할 수 있습니다.
- **복약지도 및 중재 전략 (Counseling & Intervention)**: 이 개념이 직접 복약지도에 사용되지는 않지만, 전해질 약물(예: 칼륨 제제, 마그네슘 제제)의 용해도와 흡수에 대한 이해를 돕습니다. 예를 들어, 칼륨 보충제의 용해도는 용액 내 다른 이온의 존재(공통 이온 효과)에 의해 영향을 받을 수 있습니다.
- **환자 안전 및 주의사항 (Precautions)**: 주사제 제조 시 활동도 계수를 무시한 부정확한 등장성 계산은 용혈(Hemolysis)이나 통증을 유발할 수 있습니다. 또한, 약물의 용해도 곱(Ksp) 예측 시 활동도 계수를 고려하지 않으면 침전(Precipitation) 발생을 정확히 예측하지 못할 수 있습니다.

선배 약사의 한마디: "약제학에서 배우는 활동도 계수 같은 개념들은 당장 약국 조제실에서 쓰지 않더라도, 의약품의 기본 물성을 이해하는 데 필수적인 밑거름이에요. 특히 제형 개발이나 품질 관리(QC) 분야로 진출하고 싶다면 이런 개념들을 놓치지 말고 꼭 이해해 두세요. 단순 암기가 아니라 '왜 이렇게 정의했을까'를 생각하는 습관이 중요합니다!"

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