반응 속도론

반응 속도론은 열역학, 양자 화학과 더불어 화학의 중요한 연구 분야로 화학적 변화의 시간 의존성을 다룬다. 일반적으로 화학 반응의 속도는 반응물 농도와 반응 속도 상수로 구성된 반응 속도식 또는 반응 속도 법칙으로 설명된다. 서로 다른 실험 조건에서 반응 속도를 연구하여, 화학 반응 속도와 농도의 관계를 규명하여 반응 메커니즘과 생성물과 반응물의 양 변화 등과 같은 화학 반응의 특성을 이해하고 설명할 수 있다.

목차

반응 속도는 다른 속도와 마찬가지로 화학 반응이 일어날 때 반응물과 생성물의 양이 시간(@@NAMATH_INLINE@@t@@NAMATH_INLINE@@)에 따라 달라지는 변화율을 가리킨다. 일반적으로 물질의 양은 농도로 표시하기 때문에 반응 속도(@@NAMATH_INLINE@@R@@NAMATH_INLINE@@)는 반응물 농도의 변화(@@NAMATH_INLINE@@\Delta M@@NAMATH_INLINE@@)와 다음과 같은 관계로 주어진다.@@NAMATH_DISPLAY@@R={{\Delta M} \over{\Delta t}}@@NAMATH_DISPLAY@@

반응물 농도(@@NAMATH_INLINE@@\Delta M@@NAMATH_INLINE@@)를 몰농도(@@NAMATH_INLINE@@M@@NAMATH_INLINE@@, @@NAMATH_INLINE@@mole/L@@NAMATH_INLINE@@)로, 시간을 초(@@NAMATH_INLINE@@sec@@NAMATH_INLINE@@)로 나타내면 반응 속도의 단위는 @@NAMATH_INLINE@@M/s@@NAMATH_INLINE@@ 또는 @@NAMATH_INLINE@@mole/(L \cdot sec)@@NAMATH_INLINE@@이다.

다음과 같은 간단한 반응의 반응 속도는 아래와 같다.

@@NAMATH_DISPLAY@@\ce{ A + B -> C + D }@@NAMATH_DISPLAY@@

@@NAMATH_DISPLAY@@R =-{{\Delta[A]}\over{\Delta t}} =-{{\Delta[B]}\over{\Delta t}} = {{\Delta[C]}\over{\Delta t}} = {{\Delta[D]}\over{\Delta t}}@@NAMATH_DISPLAY@@

@@NAMATH_INLINE@@\ce{ A }@@NAMATH_INLINE@@와 @@NAMATH_INLINE@@\ce{ B }@@NAMATH_INLINE@@는 반응물, @@NAMATH_INLINE@@\ce{ C }@@NAMATH_INLINE@@와 @@NAMATH_INLINE@@\ce{ D }@@NAMATH_INLINE@@는 생성물을 나타내며, @@NAMATH_INLINE@@[A],\, [B], \, [C], \, [D]@@NAMATH_INLINE@@는 각각의 농도이다. 반응물 농도는 시간이 지나면서 감소하기 때문에 정반응 속도를 양의 값으로 나타내려면 반응물 농도 변화의 부호를 바꿔야 한다. 반응 속도는 온도, 압력과 같은 반응 조건이나 반응물 농도에 따라 달라진다.

연탄이 연소하는 모습 ()

연탄이 연소할 때 아궁이에 공기를 불어 넣거나 막는 방법으로 연소 속도를 빠르게 또는 느리게 만들 수 있다. 이를 반응 속도로 설명한다면 연소 반응의 반응물인 산소의 공급을 제어하여 연탄구멍에서의 산소 농도를 조절하고, 그 결과 연소 반응 속도가 달라진 것으로 이해할 수 있다.

반응 속도(rate)는 반응물 농도와 반응 속도 상수로 다음과 같이 표현할 수 있는데, 이를 반응 속도 법칙이라고 한다.

@@NAMATH_DISPLAY@@rate = k[A]^m[B]^n@@NAMATH_DISPLAY@@

여기서 @@NAMATH_INLINE@@k@@NAMATH_INLINE@@는 반응 속도 상수 또는 속도 상수(rate constant), @@NAMATH_INLINE@@m@@NAMATH_INLINE@@과 @@NAMATH_INLINE@@n@@NAMATH_INLINE@@은 반응 차수(reaction order)이다. 반응 속도 상수와 반응 차수는 반응 속도의 반응물 농도 의존도로부터 결정할 수 있다. 이들은 반응 메커니즘과 매우 밀접하게 연관되어 있으므로 반응 속도 법칙은 중요하다.

반응 속도 상수는 온도에 따라 달라지며, 활성화 에너지에 의존한다. 반응물 농도가 일정한 조건에서 온도가 높아지면 반응 속도가 증가한다. 이는 반응 속도 상수가 커지기 때문인데, 스웨덴의 화학자 아레니우스(Svante Arrhenius, 1859 - 1927)는 아래와 같은 온도 의존성을 규명하였다.

@@NAMATH_DISPLAY@@k = A e^{-{{E_a}\over{RT}}}@@NAMATH_DISPLAY@@

여기서 @@NAMATH_INLINE@@A@@NAMATH_INLINE@@는 지수 앞자리 인자 (pre-exponential factor), @@NAMATH_INLINE@@E_a@@NAMATH_INLINE@@는 활성화 에너지, @@NAMATH_INLINE@@R@@NAMATH_INLINE@@은 기체 상수, @@NAMATH_INLINE@@T@@NAMATH_INLINE@@는 절대온도이다. 

앞에서 언급한 것처럼 반응 속도 법칙에 의하면 반응 속도는 농도에 의존하며, 의존도는 농도의 지수인 반응 차수로 표시된다. 반응 차수가 0인 경우 반응 속도는 농도와 무관한데, 화학 반응이 특정한 반응 자리에서 일어나는 경우가 0차 반응의 예이다. 아무리 반응물이 많더라도 반응 분자가 특정한 조건 또는 특정한 자리를 거쳐야만 반응이 일어나는 경우 반응 속도는 반응물 농도와 무관하다.

반응 차수가 1인 경우, 즉 반응 속도가 농도에 비례하면 반응 용기에 있는 모든 분자가 반응할 확률은 일정하다. 예를 들면, 특정한 지역에서 그러한 날씨에 감기에 걸릴 수 있는 확률이 10%라면 실제 감기에 걸리는 사람 수는 그 지역에 사는 사람 수에 비례해서 증가할 것이다.

반응 차수가 2라면 그것은 어떤 의미일까? 반응 속도가 농도의 제곱에 비례하기에, 농도가 2배가 되면 반응 속도는 4배로 빨라진다. 어떤 두 분자가 충돌해야 반응이 일어난다면, 두 분자가 충돌할 확률은 농도의 제곱에 비례한다. 즉, 이 반응은 두 분자가 충돌하여 일어나는 반응이라는 의미이다.

하지만 실제 실험을 통해 결정되는 반응 차수는 0, 1, 2와 같은 정수가 아닌 경우가 많다. 이는 화학 반응식으로 주어지는 반응이 하나의 단일 반응이 아니라, 실제로 여러 단계의 단일 반응으로 이루어져 있기 때문이다. 게다가 실제 반응 용기에서 일어나는 화학 반응을 하나의 반응식으로만 설명할 수 있는 경우는 거의 드물다. 다양한 부반응(side reaction), 역반응(reverse reaction)도 함께 일어나기 때문에 최종적으로 측정되는 반응 속도는 매우 복잡하다.

촉매(觸媒, catalyst)는 화학 반응에 관여하지만, 반응물이나 생성물이 아니기 때문에 반응 과정에서 소모되지 않고 단지 반응 속도를 변화시키는 - 반응의 진행을 매우 빠르게 혹은 느리게 만드는 역할을 하는 물질로 화학 반응에서 매우 중요하다.

효소(酵素, enzyme)는 생명체 내부의 화학 반응들에 깊숙이 관여하는 단백질로 이루어진 촉매이다. 효소는 기질과 결합하여 효소-기질 복합체를 형성하면서 촉매 역할을 하는데, 효소는 기질에 대한 특이성을 가지고 있어서 대개 특정 반응물에 대해서만 촉매 작용을 한다. 생명체가 아주 복잡한 화학 반응을 한 치의 오차도 없이 정확히 수행하면서 다양한 생명 현상을 나타내는 이유는 바로 수십만 가지의 기질에 특화된 효소들의 작용 때문이다. 효소가 존재하지 않으면 생명체의 온도에서 일어나는 많은 화학 반응들이 매우 느려져 생명 현상이 지속하지 못한다.