일반화학실험 화학반응속도 - 시계반응 예비레포트

목차

1. 실험목표
2. 이론
3. 기구 및 시약
4. 안전 및 유의사항
5. 실험방법
6. 실험 후 처리

본문내용

실험목표
화학반응의 속도법칙을 이해하고 시계반응에 응용해본다.

이론
▶활성화에너지: 화학 반응을 일으키기 위해 반응물에 공급해야 하는 최소 에너지.
화학 반응이 일어나기 위해서는 반응물의 화학결합을 끊어야 하는데 그러기 위해서는 어떠한 형태로든 에너지를 공급해야 한다. 에너지를 공급하는 방법은 가열하여 열에너지를 공급하거나, 높은 운동 에너지를 가진 입자로 반응물에 충돌시키거나, 전기적인 자극을 주거나, 또는 빛을 쪼여주어 전자적 들뜬 상태(electronic excited state)로 만들거나, 진동 운동 또는 회전 운동을 활성화하는 등 다양하다. 반응물에 주는 자극의 형태는 다르지만, 모두 반응물에 에너지를 공급한다.

촉매를 사용하면 반응 속도가 빨라지는 이유는 활성화 에너지를 낮게 하여 반응을 일으킬 수 있는 분자 수가 많아지기 때문이다.
촉매: 화학 반응에 참여하여 자신은 변하지 않고 반응 경로에 영향을 주어 반응 속도를 변화시키는 물질을 말한다.

<중 략>

2. 화학반응속도에서 다음은 무엇을 의미하는가?
1)속도법칙(rate law) 또는 속도식(rate equation)
속도 법칙(rate law) 혹은 속도식(rate equation)은 실험적으로 결정되는 화학 반응의 속도와 반응물의 농도 사이의 상관관계이다. 농도에 관계없이 일정한 값을 갖는 반응 속도 상수(rate constant) k와 반응물 농도 항의 곱으로 주어진다. 기체가 반응에 참여할 경우 농도 대신 압력을 사용하기도 한다.
A와 B가 반응하여 C와 D가 되는 반응에서 반응 속도는 반응 물질인 A와 B의 농도의 곱으로 나타낼 수 있다. 즉, 화학 반응식이 aA+bB → cC+dD 일 때 반응 속도는 다음과 같은 식으로 나타낼 수 있다. v=k[A]m[B]n
여기에서 k는 반응 속도 상수이고, 〔A〕, 〔B〕는 반응 물질의 몰농도(㏖/L)이며, m+n은 반응 차수이다.

참고 자료

없음