화학 반응 · 미시 세계

유효 충돌

분자는 끊임없이 움직이며 충돌하지만, 대부분의 충돌은 반응으로 이어지지 않습니다(회색의 희미한 빛).

두 조건을 동시에 만족하는 충돌만 유효 충돌(금색 섬광)입니다.

① 충돌 방향의 에너지 ≥ 활성화 에너지 Ea. ② 방향이 맞음——H₂와 I₂는 “나란히” 부딪혀야 옛 결합이 끊어지며 H–I 결합 둘이 동시에 생깁니다.

온도와 활성화 분자

같은 온도에서도 분자의 에너지는 같지 않고 맥스웰–볼츠만 분포(흰색 곡선)를 따릅니다.

에너지 ≥ Ea인 분자를 활성화 분자라 하며, 무대에서 주황색으로 빛납니다.

온도를 올리면 곡선이 낮고 넓어져 활성화 분자의 백분율이 급격히 커지고, 유효 충돌도 늘어납니다. 그래서 온도가 오르면 반응이 빨라집니다.

촉매

아래쪽 백금 표면이 촉매입니다. 분자가 표면에 흡착되면 옛 결합이 약해지고 방향이 맞아, 반응은 활성화 에너지가 더 낮은 경로(녹색 점선)를 탑니다.

같은 온도에서 더 많은 충돌이 더 낮은 에너지 장벽을 넘습니다. 녹색 섬광이 촉매 표면에 몰립니다.

촉매는 반응열 ΔH를 바꾸지 않으며, 반응 전후에도 자신은 변하지 않습니다.

농도와 압력

단위 부피의 분자가 많을수록 단위 시간의 충돌 횟수가 늘고, 유효 충돌도 늘어납니다.

피스톤을 밀어 기체를 압축하거나 반응물을 넣어, 충돌 빈도와 반응 속도의 변화를 관찰합니다.

활성화 분자의 백분율은 그대로이고, 바뀌는 것은 단위 부피당 활성화 분자의 수입니다.

화학 평형의 도달

2NO₂(적갈색) ⇌ N₂O₄(무색).

처음에는 NO₂만 있어 정반응이 빠르고 역반응이 느립니다. N₂O₄가 늘면 역반응이 점점 빨라집니다.

정반응 속도 = 역반응 속도가 되면 각 물질의 농도는 더 이상 변하지 않고 화학 평형에 도달합니다. 미시적으로 두 방향의 반응은 멈추지 않습니다. 이것이 동적 평형입니다.

NO₂에서 시작하든 N₂O₄에서 시작하든 같은 평형에 도달합니다.

평형 이동

조건을 바꾸면 평형은 그 변화를 줄이는 방향으로 이동합니다(르샤틀리에 원리).

온도 상승: 흡열 방향(NO₂ 생성)으로 이동하여 색이 진해집니다.

압축: 기체 분자 수가 줄어드는 방향(N₂O₄ 생성)으로 이동합니다. 압축하는 순간 색이 먼저 진해졌다가(농도 증가) 이어서 조금 옅어집니다.

연쇄 반응

H₂와 Cl₂를 섞으면 어두운 곳에서는 거의 반응하지 않지만, 강한 빛을 비추면 폭발합니다.

빛이 Cl₂를 염소 원자 Cl· 둘로 쪼갭니다(라디칼, 빛나는 작은 구). Cl· 하나가 H₂에서 H를 하나 빼앗아 HCl과 H·를 만들고, H·는 다시 Cl₂에서 Cl을 하나 빼앗아 Cl·를 다시 만듭니다……

라디칼 하나가 수천수만 번의 반응을 일으키며 많은 열을 내어, 반응이 점점 빨라집니다. 이것이 연쇄 반응입니다.