제12장화학반응속도론

목차

12.1 반응속도
12.2 속도 법칙과 반응 차수
12.3 속도 법칙의 실험적 측정
12.4 일차 반응의 적분 속도 법칙
12.5 일차 반응의 반감기
12.6 이차 반응
12.7 반응 메카니즘
12.8 속도 법칙과 반응 메카니즘
12.9 반응 속도와 온도 : 아레니우스식
12.10 아레니우스식의 이용
12.11 촉매
12.12 균일 및 불균일 촉매

본문내용

12.9 반응 속도와 온도 : 아레니우스식

반응 속도는 온도가 약 10℃올라갈 때마다 대략 2배 증가하는 경향이 있다. 이 경향성을 알기 위해 제안된 모델이 충돌이론(collision theory)이다.

충돌이론에 의하면 반응물이 생성물로 변해가기 위해서는 적당한 배향과 충분한 에너지를 가져야 하며, 이 에너지 장벽의 높이를 활성화 에너지(Ea)라고 한다. 위치에너지가 자장 높은 상태의 구조를 전이상태(T.S)또는 활성화물 이라고 한다.

반응물이 생성물로 변해가는 과정에서 충돌시 활성화 에너지 이상의 에너지를 가지는 분자의 분률은 다음과 같이 나타낼 수 있다.

f = e -Ea/RT

온도가 증가하면 f값은 지수적으로 증가하며 10℃ 온도가 올라갈 때마다 반응 속도는 2배 정도 증가함을 나타낸다.

반응물이 충분한 에너지를 가지고 충돌한다고 해서 생성물이 되는 것은 아니며, 적합반 배향을 가지는 충돌이 있어야만 생성물이 될 수 있다. 이것을 입체인자(p)라고 한다.

반응물 A, B가 생성물이 될 경우에 충돌빈도는 각각의 농도에 비례하며

충돌빈도 = Z[A][B]의 식이 나올 수 있다. (Z : 충돌수에 관계된 상수, 1/M s의 단위)

반응 속도는 충돌빈도보다 pf 만큼 작은 값을 가질 것이므로

v = pf충돌빈도 = pfZ[A][B] = k[A][B]이므로 k=pfZ이다.
또한 k = pZe-Ea/RT 이다. 이 식을 아레니우스의 식이라고 하고 A는(pZ)잦음률이라고 한다.

12.10 아레니우스식의 이용

양변에 자연대수를 취하면
lnk = lnA -Ea/RT 이고 상용대수로 바꾸면 logk = logA - Ea/2.303RT

아레니우스식은 활성화 에너지 Ea를 결정하는 데 사용
아레니우스식의 양변에 대하여 상용 대수를 취하면 다음과 같다.

참고 자료

없음