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촉매반응

1. 실험 목적
-과산화수소(H2O2)의 분해 반을을 빠르게 하는 다양한 촉매와 반응을 느리게 하는 억제제의 작용과 그 원리를 알아본다.

2. 이론 및 배경
-열역학(Thermodyna-mics)은 반응의 방향과 평형상태를 알 수 있게 해준다. 그러나 현실적으로는 주어진 반응에 대한 열역학적 선호도 못지않게 반응속도도 중요하다. 반응의 속도를 조절하기 위한 몇 가지 방법들이 있는데, 첫째 반응물과 생성물의 양을 조절하여 속도를 제어하는 것이며 두 번째는 촉매(Catalyst)나 억제제(Inhibitor)를 사용하여 속도를 변화시키는 것이다. 이 실험에서는 여러 종류의 촉매와 억제제들을 사용하여 이들이 반응의 속도에 어떤 영향을 주는지 알아볼 것이다.
과산화수소의 분해 반응을 대상으로 촉매의 작용을 확인해 보자
2H2O2 ↔ 2H2O + O2

일부의 반응들을 제외하고는 모든 반응에서 반응이 진해외어 생성물이 만들어지려면 반응물들은 활성화 에너지라고 부르는 위치 에너지의 장벽을 넘어야 한다.
위 반응에서의 에너지 장벽은 반응 초기의 과산화수소 분자에서 수소-산소 결합이 인접한 다른 분자의 수소와 새로운 산소-수소 결합을 이루면서 서서히 깨지면서 생기는 것으로 상상해 볼 수 있다.

에너지 도표에서 반응이 일어나는 경로 중에 최고의 에너지를 가지는 화학종을 전이상태라고 부르는데 이러한 상태는 생성 후 대략 10-15초 정도의 짧은 시간에 사라진다.
반응물이 생성물로 가기 위해서는 분자들이 활성화 에너지 장벽을 넘을 수 있는 출분한 열에너지를 가져야 한다.

모든 분자들의 평균 열에너지는 RT에 비례한다. 분자들 중에서 Ea이상의 에너지를 가지는 분자들의 분율은 활성화 에너지와 열에너지의 비(Ea/RT)에 지수적으로 의존하는 함수이다. 수학적으로 이러한 관계를 Arrhenius의 식으로 표현된다.

여기서 k는 속도 상수이다. A는 상수이며 반응물들이 얼마나 쉽게 생성물에 적합한 형태의 배열을 할 수 있는지에 의존하며, 뒤의 지수함은 활성화 에너지 장벽을 넘기에 충분한 열에너지를 가지는 분자의 분율을 의미한다. 위 식을 통해 반응 속도 증가를 위한 두 가지 방향을 알 수 있다. 다른 모든 조건을 같게 하고 (1)온도증가, (2)활성화 에너지를 낮추는 것이다. 이는 촉매를 통해 가능하다.

촉매는 반응에서 소비되지 않으며 반응의 속도를 증가시키는 물질이다.
촉매는 다음의 …(생략)



[문서정보]

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