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1. 화학 반응 속도론
1.1. 반응 속도(reaction rate)
화학 반응이 진행되는 동안 반응물은 소모되고 생성물이 만들어진다. 따라서 반응의 진행 정도는 반응물의 농도 감소 또는 생성물의 농도 증가를 측정하여 알 수 있다. 이러한 반응 진행 정도를 반응 속도(reaction rate)라고 한다.
반응 속도는 일반적으로 단위시간 동안 감소한 반응물의 농도 또는 증가한 생성물의 농도로 나타낸다. 즉, 반응 속도(v)는 {반응물질의 농도 감소량} 나누기 {반응 시간}, 또는 {생성물질의 농도 증가량} 나누기 {반응 시간}으로 정의된다.
예를 들어 A 분자가 B 분자로 변환되는 간단한 반응의 경우, 반응 속도(v)는 -{ΔA} / Δt = {ΔB} / Δt와 같이 나타낼 수 있다. 여기서 ΔA는 단위 시간 동안 감소한 A의 농도, ΔB는 단위 시간 동안 증가한 B의 농도를 의미한다. 반응물 A의 농도가 감소하므로 ΔA는 음의 값을 가지지만, 반응 속도를 양의 값으로 표현하기 위해 음의 부호를 붙인다.
반응 속도는 시간에 따른 분자 수 변화 그래프에서 특정 시점의 접선 기울기로도 나타낼 수 있다. 이를 순간 속도라고 하며, 반응물의 농도가 같을 경우 순간 속도는 언제나 일정한 값을 가진다.
반응 속도에 영향을 주는 요인에는 물리적 상태, 농도, 온도, 촉매 등이 있다. 예를 들어 온도가 높을수록 분자의 운동에너지가 증가하여 반응 속도가 빨라지며, 농도가 증가할수록 반응물 사이의 충돌 횟수가 늘어나 반응 속도가 증가한다. 또한 정촉매를 사용하면 활성화 에너지가 낮아져 반응 속도가 빨라진다.
1.2. 반응 속도 법칙(rate law)
반응 속도 법칙(rate law)은 화학 반응 속도를 반응물의 농도와 속도 상수의 곱을 통해 표현한 것이다. 일반적인 화학반응 A → P에 대해 반응 속도 법칙은 v = k[A]^x로 나타낼 수 있다. 여기서 v는 반응 속도, k는 속도 상수, [A]는 반응물 A의 농도, x는 반응물 A의 반응 차수이다.
반응 속도 법칙은 실험적으로 결정된다. 초기 반응 속도와 반응물의 농도를 측정하여 반응 차수를 결정할 수 있다. 반응 차수는 항상 반응물의 농도를 통해 나타내며, 생성물의 농도와는 무관하다. 반응 차수는 전체 화학 반응식의 화학량론 계수와 반드시 일치하지 않는다.
일반적으로 반응 차수는 정수이지만, 실험적으로 구한 반응 차수가 정수가 아닌 경우도 있다. 이 경우 복잡한 반응 메커니즘이나 반응 중간체의 관여 등으로 인한 것일 수 있다.
반응 속도 법칙을 통해 속도 상수 k를 결정할 수 있다. 속도 상수 k는 온도에 따라 달라지며, 아레니우스 식을 통해 활성화 에너지와의 관계를 나타낼 수 있다. 이를 통해 반응의 메커니즘을 유추할 수 있다.
1.3. 반응 메커니즘(reaction mechanism)
반응 메커니즘(reaction mechanism)이란 분자 수준에서 출발물질에서 생성물로 변환되는 연속적인 단일 단계의 변화 과정을 기술한 것이다. 이는 화학 반응의 속도 법칙이나 당량 비 등 모든 실험 결과를 설명할 수 있어야 한다. 만약 이러한 실험 결과들을 설명할 수 없다면 제안된 메커니즘을 수정해야 한다.
하지만 화학 반응에서 관찰되는 모든 경로를 정확히 파악하기란 현실적으로 어렵기 때문에 100% 확실한 반응 메커니즘을 제안하기는 힘들다. 대신 반응의 단일 단계에서만 관찰되는 중간체(intermediate)를 확인하고, 이를 토대로 그럴듯한 메커니즘을 제안하게 된다. 중간체는 초기 단일 단계에서...
