속도 법칙과 반응 차수

속도 법칙과 반응 차수

 

 

반응 속도는 평균값임을 알고 있다.

반응 개시 후, 특정 시간 영역(구간), 가령, 20초와 40초를 선택하여, 그 때의 반응물(생성물) 농도를 측정하면, 반응 속도를 구할 수 있다.

 

그런데, 화학 반응은 반응 초반부에 거의 다 일어나 버린다.

짝짓기 게임에 비유할 수 있다. 게임 진행자가 30명의 학생들에게 노래와 율동을 시키다가, 갑자기 4명씩 짝짓기라고 외치면, 대부분 짧은 시간 내에 4명씩 짝을 짓죠?

 

따라서 반응이 진행됨에 따라

① 반응물(생성물)의 농도 변화량이 작기 때문에, 변화량을 측정하는 것이 어렵다.

② 역반응이 일어날 수 있기 때문에, 측정에 오차가 발생할 수 있다.

→ “초기” 반응 속도를 측정한다.

 

 

여기서 k는 비례 상수, 앞으로 ‘속도 상수’라 부르자.

 

 

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속도 법칙(rate law) : 반응 속도를 속도 상수와 반응물의 농도(초기 농도)로 나타낸 식

 

aA + bB → cC + dD 반응에 대한 속도 법칙은

 

 

여기서 k 및 지수 x, y는 반드시 실험을 통해 결정해야 한다. 이론적으로 계산 불가.(매우 중요)

 

 

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반응 차수(reaction order) : 속도 법칙에 나타낸 모든 반응물 농도의 지수항의 합

 

 

∴ 반응 차수는 반드시 실험을 통해 결정해야 한다.

 

 

※ 속도 법칙에서 지수항인 x 및 y는 화학량론적 계수와는 무관하다.

 

 

 

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