Ch13.화학반응 속도론

Front 1

13장

Back 1

화학반응 속도론

Front 2

13.1

Back 2

반응속도

Front 3

반응속도

Back 3

농도변화/시간변화

Front 4

반응속도의 단위

Back 4

M/s

Front 5

2N2O5 → 4NO2 + O2의 세가지 속도

Back 5

[O2의 생성속도]=1/4[NO2의 생성속도]=1/2[N2O5의 생성속도]

Front 6

[O2의 생성속도]

Back 6

마이너스1/2 × d[N2O5]/dt

Front 7

1/4[NO2의 생성속도]

Back 7

1/4 × d[NO2]/dt

Front 8

1/2[N2O5의 생성속도]

Back 8

d[O2]/dt

Front 9

시간과 농도그래프에서 두 점의 기울기

Back 9

평균속도

Front 10

시간과 농도그래프에서 한 점의 접선기울기

Back 10

순간속도

Front 11

시간과 농도그래프의 기울기 변화

Back 11

기울기가 작아짐

Front 12

기울기가 작아지는 이유1

Back 12

반응물의 감소에따른 충돌 횟수 감소

Front 13

기울기가 작아지는 이유2

Back 13

역반응 속도가 증가

Front 14

반응속도 측정

Back 14

기체몰수 증가에 따른 압력변화

Front 15

과산화수소의 분해

Back 15

2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g)

Front 16

O2에 의한 이상기체 방정식 변환

Back 16

P=n/v×RT=[O2]RT

Front 17

[O2]

Back 17

1/RT × P

Front 18

산소의 생성속도

Back 18

△[O2]/△t=1/RT×△P/△t

Front 19

시간압력그래프에서 속도구하기

Back 19

접선의 기울기(△P/△t)에 1/RT을 곱한다

Front 20

13.2

Back 20

속도법칙과 반응차수

Front 21

aA+bB→cC+dD의 속도식1

Back 21

마이너스△V[A]/△t

Front 22

aA+bB→cC+dD의 속도식2

Back 22

마이너스△V[B]/△t

Front 23

aA+bB→cC+dD의 속도식3

Back 23

k[A](m)[B](n)

Front 24

m과 n의 결정

Back 24

실험에 의한 결정(a.b가 아님)

Front 25

반응차수

Back 25

m+n

Front 26

13.3

Back 26

속도법칙의 실험적 측정

Front 27

k(속도상수)계산

Back 27

속도/[A](m)[B](n)

Front 28

0차반응 k단위

Back 28

M/s

Front 29

1차반응 k단위

Back 29

1/s

Front 30

2차반응 k단위

Back 30

1/Ms

Front 31

3차반응 k단위

Back 31

1/M(2)s

Front 32

반응속도 정의

Back 32

어떠한 화학종으로도 정의가능→실험의 편의성에 따라 정의

Front 33

이산화질소의 해리

Back 33

2NO2(g) → 2NO(g) +O2(g)

Front 34

NO2의 소멸속도

Back 34

마이너스d[NO2]/dt = k[NO2](m)

Front 35

O2의 생성속도

Back 35

d[O2]/dt = k'[NO2](m)

Front 36

한분자의 O2생성에 따라 두분자NO2소멸

Back 36

k[NO2](m) = 2k'[NO2](m) ⇒k=2k'

Front 37

13.4

Back 37

적분 속도 법칙

Front 38

13.4-Ⅰ

Back 38

0차반응

Front 39

A→P의 0차반응속도

Back 39

마이너스d[A]/dt=k[A](0)=k

Front 40

0차반응 속도의 특징

Back 40

농도에 따라 속도가 변하지 않음

Front 41

A→P의 0차반응 적분계산

Back 41

마이너스d[A]=kdt → [A]인테그럴[A]0d[A]=-k×t인테그럴0dt

Front 42

0차반응 적분속도식 [A]

Back 42

[A]0-kt

Front 43

[A]=[A]0-kt

Back 43

t시간후의 A의 몰농도

Front 44

0차반응 직선관계

Back 44

t대 [A]

Front 45

0차반응 농도시간그래프

Back 45

[A]=-kt+[A]0

Front 46

0차반응 기울기

Back 46

마이너스k(항상음수)

Front 47

0차반응 y절편

Back 47

[A]0

Front 48

반감기

Back 48

초기농도에서 반으로 줄어드는데 걸리는 시간→[A]=1/2[A]0가 되는 시간

Front 49

0차반응 반감기(t1/2)

Back 49

[A]0/2k

Front 50

0차반응 반감기 특징

Back 50

초기농도에 반감기가 비례하는 반응

Front 51

0차반응의 예

Back 51

금속표면/효소와 같은 물질을 넣는 경우

Front 52

13.4-Ⅱ

Back 52

1차반응

Front 53

A→P의 1차반응속도

Back 53

마이너스d[A]/dt=k[A]

Front 54

1차반응 속도의 특징

Back 54

농도에 따라 속도가 비례한다

Front 55

A→P의 1차반응 적분계산

Back 55

마이너스d[A]=kdt → [A]인테그럴[A]0d[A]/[A]=-k×t인테그럴0dt

Front 56

1차반응 적분속도식

Back 56

ln[A]/[A]0=-kt

Front 57

기체상 1차반응의 적분속도식

Back 57

lnPt/P0=-kt

Front 58

1차반응 직선관계

Back 58

t대 ln[A]

Front 59

1차반응 농도시간그래프

Back 59

ln[A]=-kt+ln[A]0

Front 60

자연로그 농도시간그래프의 기울기

Back 60

마이너스k

Front 61

자연로그 농도시간그래프의 y절편

Back 61

ln[A]0

Front 62

1차반응의 농도시간그래프의 직선화

Back 62

쌍곡선의 그래프는 자연로그를 붙이면 직선이 된다

Front 63

1차반응의 반감기(t1/2)

Back 63

ln2/k

Front 64

1차반응 반감기 특징

Back 64

초기농도와 무관하고 속도상수에만 의존

Front 65

1차반응 속도농도그래프

Back 65

V=k[A]

Front 66

1차반응 농도시간그래프 모양

Back 66

쌍곡선

Front 67

1차반응의 반응속도 특징

Back 67

반응물질의 농도는 시간이 경과함에 따라 감소

Front 68

1차반응의 예

Back 68

핵붕괴

Front 69

13.4-Ⅲ

Back 69

2차반응

Front 70

A→P의 2차반응속도

Back 70

마이너스d[A]/dt=k[A](2)

Front 71

A→P의 2차반응속도 적분계산

Back 71

마이너스d[A]=k[A](2)dt → [A]인테그럴[A]0d[A]/[A](2)=-k×t인테그럴0dt

Front 72

2차반응 적분속도식

Back 72

1/[A]-1/[A]0=kt

Front 73

2차직선관계

Back 73

t대 1/[a]

Front 74

2차반응 농도시간그래프

Back 74

1/[A]=kt+1/[A]0

Front 75

2차반응 농도시간그래프 기울기

Back 75

k

Front 76

2차반응 농도시간그래프 y절편

Back 76

1/[A]0

Front 77

2차반응 반감기(t1/2)

Back 77

1/k[A]0

Front 78

2차반응 반감기의 특징1

Back 78

반감기가 초기속도와 속도상수에 의존하는 반응

Front 79

2차반응 반감기의 특징2

Back 79

반감기가 전단계의 두배씩 증가하는 반응

Front 80

2차반응 반감기의 특징3

Back 80

초기농도와 반감기가 반비례하는 반응

Front 81

2차반응의 농도-시간그래프

Back 81

쌍곡선

Front 82

2차반응의 속도농도그래프

Back 82

2차함수곡선

Front 83

13.4-Ⅳ

Back 83

두종류 이상의 반응물을 가진 반응의 적분속도식

Front 84

두종류 이상의 반응물을 가진 반응의 적분속도식 공략

Back 84

큰 농도를 가진 반응물의 양을 일정하게 여겨 상수화한다

Front 85

Br과 H가 농도가 큰경우→k[BrO3(-)][Br(-)][H(+)](2)

Back 85

k[BrO3(-)][Br(-)]0[H(+)]0(2)=k'[BrO3(-)]

Front 86

13.5

Back 86

반응메커니즘

Front 87

단일단계반응 묘사

Back 87

반응 메커니즘 묘사(개개 분자 충돌을 고려)

Front 88

전체반응 묘사

Back 88

반응의 화학양론적인 것만 묘사(즉 반응물과 생성물의 몰수만 고려)

Front 89

NO2와 CO전체반응

Back 89

NO2(g)+CO(g)→NO(g)+CO2(g)

Front 90

NO2와 CO 단일단계 1반응

Back 90

NO2(g)+NO2(g)→NO(g)+NO3(g)

Front 91

NO2와 CO 단일단계 2반응

Back 91

NO3(g)+CO(g)→NO2(g)+CO2(g)

Front 92

(반응)중간체

Back 92

NO3와 같이 생성된 화학종이 다음단계에서 소비

Front 93

분자도

Back 93

(단일단계반응의 분자식에서만 성립)참여 반응물의 개수→일.이.삼분자 반응

Front 94

일분자 반응예

Back 94

O3(g)→O2(g)+O(g)

Front 95

이분자 반응예

Back 95

O3(g)+O(g)→2O2(g)

Front 96

삼분자 반응예

Back 96

O(g)+O(g)+M(g)→O2(g)+M(g)

Front 97

13.5-Ⅱ

Back 97

속도법칙과 반응메커니즘

Front 98

단일단계 반응식에서 계수

Back 98

속도식에서 지수량 표시

Front 99

O3(g)→O2(g)+O(g)의 속도

Back 99

마이너스△[O3]/△t=k[O3]

Front 100

A+B→생성물'의 속도

Back 100

마이너스△[A]/△t=마이너스△[B]/△t=k[A][B]

Front 101

A+A→생성물'의 속도

Back 101

마이너스△[A]/△t=k[A][A]=k[A](2)

Front 102

속도결정단계(rds)

Back 102

반응메커니즘에서 가장 느린단계

Front 103

속도결정단계 속도식

Back 103

전체반응의 속도식

Front 104

메커니즘→속도식

Back 104

사전평형/정류상태근사법

Front 105

13.5-Ⅲ

Back 105

사전평형을 이용한 반응속도식 추론

Front 106

오존의 분해반응

Back 106

2O3→3O2

Front 107

오존분해 반응메커니즘1-빠름

Back 107

O3→O2+O

Front 108

1단계의 K

Back 108

K=[O2][O]/[O3] → [O]=k[O3]/[O2]

Front 109

오존분해 반응메커니즘2-느림

Back 109

O+O2→2O2

Front 110

2단계의 반응속도

Back 110

V=K'[O][O3]

Front 111

오존분해반응 속도식

Back 111

K[O3](2)/[O2] ↔ K'[O][O3]에 [O]대입

Front 112

13.5-Ⅳ

Back 112

정류상태근사법을 이용한 반응속도식

Front 113

정류상태근사법

Back 113

중간체의 농도변화가 O이다

Front 114

N2O5분해 1단계

Back 114

N2O5+M (k1)↔(k-1) N2O5(*)+M

Front 115

N2O5(*)

Back 115

M과 충돌하여 들뜬상태

Front 116

N2O5분해 2단계

Back 116

N2O5(*) (k2)→NO3+NO2(N2O5(*)의 분해반응)

Front 117

N2O5분해 3.4단계

Back 117

빠른속도이므로 무시

Front 118

d[N2O5(*)]/dt (N2O5(*)의 생성속도)

Back 118

k1[N2O5][M]-k-1[N2O5(*)][M]-k2[N2O5(*)]

Front 119

정류상태근사법 적용1

Back 119

k1[N2O5][M]-k-1[N2O5(*)][M]-k2[N2O5(*)]=0

Front 120

정류상태근사법 적용2

Back 120

[N2O5(*)]=k1[N2O5][M]/k2+k-1[M]

Front 121

N2O5분해속도식

Back 121

k2[N2O5(*)]=k2k1[N2O5][M]/k2+k-1[M]

Front 122

저압의 N2O5분해속도식

Back 122

V=k1[N2O5][M] (2차반응)

Front 123

고압의 N2O5분해속도식

Back 123

V=k2k1[N2O5]/k-1 (1차반응)

Front 124

13.6

Back 124

반응속도와 온도:아레니우스식

Front 125

아레니우스식

Back 125

k(속도상수)=A×e(-Ea/RT)

Front 126

아레니우스식의 의의

Back 126

속도상수의 온도의존성

Front 127

반응 진행 조건1

Back 127

반응물끼리 충돌을 해야한다

Front 128

충돌빈도

Back 128

z[A][B](Z:충돌수에 관련된 상수)

Front 129

반응 진행 조건2

Back 129

적절한 배향(P<1):똑같은 물질이라도 방향에 따라 반응이 안될수도 있다

Front 130

p인자

Back 130

어떤 특정한 방향에 있는 분자들만이 반응을 일으킨다는 것을 고려한 인자

Front 131

반응 진행 조건3

Back 131

충분한 E(활성화E 이상의 E)

Front 132

Ea이상의 E를 갖는 분자의 분류(f)

Back 132

e(-Ea/RT)

Front 133

잦음률

Back 133

A=pZ(상수)

Front 134

아레니우스식

Back 134

k=A×e(-Ea/RT)

Front 135

13.7

Back 135

아레니우스식 이용

Front 136

Ea와 속도상수

Back 136

Ea가 커질수록 속도상수는 작아진다

Front 137

Ea와 반응속도

Back 137

속도상수가 작아지므로 속도는 작아진다

Front 138

아레니우스식 그래프

Back 138

lnK=-Ea/RT + lnA

Front 139

lnK와 1/T그래프 기울기

Back 139

마이너스Ea/R

Front 140

lnK와 1/T그래프 y절편

Back 140

lnA

Front 141

lnK와 1/T그래프 의의

Back 141

활성화 에너지 알기에 유용

Front 142

온도와 화학종에 따른 반응속도

Back 142

Ea가 큰 놈이 온도가 높아지면 반응속도가 더 크다(그래프로이해)

Front 143

다른 온도에서의 속도 상수값 계산

Back 143

lnK1 - lnK2 = Ea/R(1/T2 - 1/T1)(Ea와 R은 온도에 무관)

Front 144

lnK1 - lnK2 = Ea/R(1/T2 - 1/T1)의 의의

Back 144

K1.K2.Ea.T1.T2중 네개를 알면 나머지 하나를 알 수 있다

Front 145

13.8

Back 145

촉매

Front 146

촉매

Back 146

소비X→반응속도증가

Front 147

촉매역할1

Back 147

잦음률(A)증가

Front 148

촉매역할2

Back 148

Ea를 낮춘다

Front 149

균일촉매

Back 149

반응물과 같은 상의 촉매

Front 150

불균일촉매

Back 150

반응물과 다른 상의 촉매

Front 151

반응속도 영향요인1

Back 151

반응물질 자체성질(재배열이 없는 경우 빠르다)

Front 152

반응속도 영향요인2

Back 152

농도

Front 153

반응속도 영향요인3

Back 153

온도

Front 154

반응속도 영향요인4

Back 154

기체반응시 압력

Front 155

반응속도 영향요인5

Back 155

촉매

Front 156

반응속도 영향요인6

Back 156

표면적

Front 157

반응속도 영향요인7

Back 157

빛[ex)알칸의 할로겐화 반응]