[일반화학] 화학반응속도론(충돌이론)

목차

1) 반응 속도
2) 반응 속도의 측정 방법
3) 빠른 반응과 느린 반응
4) 반응의 조건
5) 반응 속도에 영향을 미치는 요인
6) 개념 정리와 실험 : 반응 속도의 측정과 반응 속도에 미치는 요인(실험)

참고 1차 반응, 2차 반응
반응 메커니즘에 대한 설명

본문내용

e }^{-{Ea} over {RT} }
)Z0[A][B] = k[A][B]
2) 활성화 에너지, 활성화 착물
3) Arrhenius 방정식
① 반응속도 상수의 온도 의존성에 관한 식
충돌 이론의 두번째 인자
k = A
{e }^{-{Ea} over {RT} }
ln k = ln A - (Ea/RT)
= (-Ea/R)(1/T) + ln A : ln k 대 1/T를 작도하면 직선
②두 점에서 적용하면
(k1, T1), (k2, T2)를 대입하고 ln k1에서 ln k2를 빼주면
ln{{k}_{1} over {k}_{2}} = {{E}_{a} over R} {({{T}_{1} - {T}_{2}} over {{T}_{1}{T}_{2}})}
5. 반응 메카니즘
① 단일단계반응: 한 단계로 진행하는 간단한 반응
② 총괄반응: 단일단계반응이 연속된 것
③ 반응메카니즘: 연속된 단일단계반응들로 반응이 일어나는 상황을 상세하게 설명
1) 단일단계반응에서 적용되는 것
① 반응 분자도: 충돌하는 반응 분자의 수 (단분자, 이분자, 삼분자 반응)
② 속도법칙과 화학반응식의 양론이 일치
2) 속도법칙과 단일단계반응
① 단일단계: 반응물에 대한 반응차수 = 화학반응식의 계수
② 속도결정단계(r.d.s.): 연속된 단계들 중 가장 느린 단계, 병목현상
1. 과산화수소 분해
2 H2O2 2H2O(l) + O2(g)
속도법칙(실험): v = k[H2O2][I-]
2단계 메카니즘 가능 (단계1이 느린 단계, 즉 속도결정단계)
단계1 : H2O2 + I- --k1--> H2O + IO- (slow)
단계2: H2O2 + IO- --k2--> H2O + O2 + I- (fast)
2. 요오드화수소 반응
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
속도법칙(실험): v = k[H2][I2]
단계1: I2 <==k1/k-1 ==> 2I (fast) k1[I2} = k-1[I]2
단계2: H2 + 2I --k2--> 2HI (slow) k[H2][I]2
단계1의 식에서 [I]2을 구해서 단계 2 식에 대입
속도= (k1k2/k-1)[H2][I2]
= k[H2][I2]
6. 촉매
1) 촉매: 그 자체는 소모되지 않으면서 화학반응의 속도를 증가시켜주는 물질
화학평형에 도달하는 시간을 단축시켜준다.
활성화에너지를 낮추어준다 --> 충돌이론의 두 번째 분율이 많아진다 (면허 시험에서 기준이 낮아져서 합격생 수가 증가한다)
2) 불균일 촉매작용
반응물과 촉매가 서로 다른 상인 경우
공업적으로 매우 중요
① 암모니아의 하버 합성법: 금속 촉매(철, 칼륨산화물, 알루미늄의 합금), 금속 표면이 반응 장소를 제공
② 질산의 제조: Ostwald 고정, Pt-Rh 촉매
③ 촉매변환기: 공해물질 (CO, NO) CO CO2 + H2O, NO N2 + O2
3) 균일촉매반응
산-염기 촉매작용
4) 효소촉매반응
① 생화학 반응, 대부분의 촉매는 단백질로 구성
② 효소-기질 결합: Fischer (Lock & Key model), Koshland (Induced fit model)
[MJK]

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