화학 고3 반응 속도

활성화 에너지

Q: 활성화 에너지는 실험으로 어떻게 구하나요?

여러 온도에서 속도 상수 k를 재고 k를 1/T에 대해 그리면 직선이 나옵니다. 그 기울기가 -Ea/R이므로 기울기에 -R를 곱하면 Ea가 나옵니다. 자세한 방법은 아레니우스 식에 있습니다.

Q: 활성화 에너지가 0인 반응도 있나요?

매우 드물지만 거의 0에 가까운 반응은 있습니다. 이온끼리 만나 침전이 생기는 반응이나 라디칼끼리 결합하는 반응처럼, 끊어야 할 결합이 없는 경우가 그렇습니다. 이런 반응은 만나기만 하면 곧바로 일어나서 눈 깜짝할 사이에 끝납니다.

Q: 효소도 같은 원리인가요?

네, 원리가 같습니다. 효소는 생체 촉매로서 활성화 에너지를 낮춰 체온이라는 낮은 온도에서도 반응이 충분히 빨리 일어나게 합니다. 몸을 데워서 문턱을 넘는 대신, 문턱 자체를 낮춘 것입니다.

반응이 일어나기 위해 반응물이 넘어야 하는 에너지 장벽으로, 아레니우스 식으로 정량화된다. 진로선택 「물질과 에너지」 소속.

반응물이 생성물로 바뀌기 위해 반드시 넘어야 하는 에너지 문턱으로, 기호는

E_{a}

입니다.

골짜기 A에서 골짜기 B로 넘어가려면 사이에 있는 언덕을 넘어야 합니다. B가 A보다 아무리 낮아도(=발열 반응이어도) 언덕을 못 넘으면 굴러가지 않습니다. 그 언덕의 높이가 활성화 에너지입니다.

쉽게 말하면

반응이 일어나려면 반응물의 결합이 먼저 끊어지기 시작해야 하는데, 결합을 끊는 데는 에너지가 듭니다. 그래서 반응물과 생성물 사이에는 언제나 에너지가 솟은 봉우리가 있습니다. 이 봉우리 꼭대기의 불안정한 상태를 활성화 상태(전이 상태)라 하고, 반응물에서 여기까지 올라가는 데 필요한 에너지가 활성화 에너지 $E_{a}$ 입니다.

에너지 다이어그램(에너지 다이어그램)을 보면 봉우리를 기준으로 왼쪽이 반응물, 오른쪽이 생성물입니다. 정반응의 활성화 에너지 $E_{a}$ 와 역반응의 활성화 에너지 $E_{a}^{'}$ 가 각각 있고, 둘의 차이가 반응 엔탈피입니다.

$Δ H = E_{a} - E_{a}^{'}$

여기서 가장 중요한 사실 하나 — $E_{a}$ 와 $Δ H$ 는 서로 독립입니다. $Δ H$ 는 '출발점과 도착점의 높이 차'라서 반응이 얼마나 에너지를 내놓는지를 말해 주고, $E_{a}$ 는 '가는 길에 놓인 언덕의 높이'라서 반응이 얼마나 빨리 일어나는지를 결정합니다. 열역학(어디로 가는가)과 반응 속도론(얼마나 빨리 가는가)이 갈라지는 지점이 바로 여기입니다.

온도를 올리면 $E_{a}$ 를 넘을 만큼 에너지가 큰 입자의 비율이 급격히 늘어나 반응이 빨라지고(충돌 이론), 촉매를 넣으면 $E_{a}$ 가 더 낮은 새 길이 열려 반응이 빨라집니다. 이 관계를 하나의 식으로 정리한 것이 아레니우스 식입니다.

이렇게 나타납니다

예시 1

종이는 왜 저절로 타지 않는가

종이가 타는 반응은 열을 왕창 내놓는 발열 반응입니다. 그런데도 책상 위의 종이는 몇 년이 지나도 그대로입니다. 활성화 에너지가 높아 상온의 입자들이 그 문턱을 넘지 못하기 때문입니다. 성냥불은 그 문턱을 넘겨 주는 '한 번의 밀어 주기'이고, 일단 넘어가면 나오는 열이 다음 부분의 문턱을 넘겨 주어 불이 번집니다.
예시 2

정반응과 역반응의 활성화 에너지

$E_{a} = 150 kJ/mol, E_{a}^{'} = 200 kJ/mol \Rightarrow Δ H = 150 - 200 = - 50 kJ/mol$

같은 봉우리를 반대편에서 오르는 것이므로 두 활성화 에너지는 같은 꼭대기를 공유합니다. 정반응 쪽 언덕이 더 낮으면 도착점이 더 낮다는 뜻이니 발열 반응( $Δ H < 0$ )입니다.
예시 3

다이아몬드가 흑연으로 변하지 않는 이유

상온·상압에서 안정한 탄소의 형태는 다이아몬드가 아니라 흑연입니다. 즉 다이아몬드 → 흑연이 에너지상 '내리막'입니다. 그런데도 반지가 멀쩡한 이유는 활성화 에너지가 어마어마하게 높아 그 언덕을 넘는 데 사실상 무한한 시간이 걸리기 때문입니다. '일어날 수 있다'와 '일어난다'는 다릅니다.

활성화 에너지와 반응 엔탈피

구분	활성화 에너지 $E_{a}$	반응 엔탈피 $Δ H$
에너지 그림에서	반응물 → 봉우리 꼭대기의 높이	반응물 → 생성물의 높이 차
무엇을 결정하나	반응의 빠르기(속도)	반응이 열을 내놓는지 흡수하는지
부호	언제나 양수	발열이면 (−), 흡열이면 (+)
촉매를 넣으면	낮아진다	변하지 않는다
온도를 올리면	값 자체는 그대로, 넘는 입자 비율이 늘어난다	거의 그대로

자주 하는 오해

발열 반응이니까 저절로 빨리 일어날 거라고 생각하기

이렇게 생각하기 쉬움

Δ H < 0

이면 에너지를 내놓는 반응이니 가만히 둬도 빠르게 진행된다

실제로는발열이라는 것은 '도착점이 더 낮다'는 뜻일 뿐, 가는 길의 언덕이 낮다는 뜻이 아닙니다. 활성화 에너지가 높으면 발열 반응이라도 사실상 일어나지 않습니다.

반응이 어느 쪽으로 가는지(열역학)와 얼마나 빨리 가는지(속도론)는 완전히 다른 질문입니다. 종이의 연소, 다이아몬드의 흑연화 모두 발열이지만 상온에서 멈춰 있습니다.

Δ H

는 속도에 대해 아무것도 말해 주지 않습니다.

촉매가 활성화 에너지를 낮추면 반응열도 줄어든다고 생각하기

이렇게 생각하기 쉬움촉매로

E_{a}

를

50 kJ/mol

낮췄으니 방출되는 열도 그만큼 줄어든다

실제로는

Δ H

는 그대로입니다. 촉매는 봉우리의 높이만 깎을 뿐, 반응물과 생성물의 에너지 자체는 건드리지 않습니다.

Δ H

는 반응물과 생성물의 에너지 차이로만 정해지는 양(상태 함수)이라 가는 길이 어떻든 상관없습니다. 촉매는 '더 낮은 언덕이 있는 다른 길'을 열어 줄 뿐, 출발점과 도착점의 높이는 바꿀 수 없습니다. 게다가 정반응 언덕과 역반응 언덕을 똑같이 낮추므로 두 언덕의 차이인