13.9: 반응 메커니즘

화학 반응은 종종 단계적으로 발생하며 두 개 이상의 서로 다른 반응이 순차적으로 발생합니다. 균형 잡힌 방정식은 반응하는 종과 생성물 종을 나타내지만 분자 수준에서 반응이 어떻게 일어나는지에 대한 세부 정보는 나타내지 않습니다. 반응 메커니즘(또는 반응 경로)은 반응이 발생하는 정확한 단계별 프로세스에 관한 세부 정보를 제공합니다.

예를 들어, 오존 분해는 두 단계의 메커니즘을 따르는 것으로 보입니다.

반응 메커니즘의 각 단계를 기본 반응이라고 합니다. 이러한 기본 반응은 단계 방정식에 표시된 대로 순서대로 발생하며, 이를 합산하여 전체 반응을 설명하는 균형 잡힌 화학 방정식을 생성합니다.

첫 번째 단계에서 생성된 산소 원자는 두 번째 단계에서 소비되며 전체 반응에서 생성물로 나타나지 않습니다. 한 단계에서 생산되고 후속 단계에서 소비되는 이러한 종을 반응 중간체라고 합니다.

전체 반응식은 두 개의 오존 분자가 반응하여 세 개의 산소 분자를 생성한다는 것을 나타내지만, 실제 반응 메커니즘은 두 개의 오존 분자의 직접적인 충돌과 반응을 포함하지 않습니다. 대신, 하나의 O_3가 분해되어 O_2와 산소 원자를 생성하고, 두 번째 O_3 분자가 산소 원자와 반응하여 두 개의 추가 O_2 분자를 생성합니다.

전체 반응을 나타내는 균형 방정식과 달리 기본 반응의 방정식은 화학 변화를 명시적으로 표현합니다. 기본 반응식은 결합이 끊어지거나 생성되는 실제 반응물과 형성된 생성물을 나타냅니다. 따라서 기본 반응의 속도 법칙은 균형 잡힌 화학 반응식에서 직접 파생될 수 있습니다. 그러나 이는 속도 법칙이 실험을 통해서만 확실하게 결정될 수 있는 일반적인 화학 반응의 경우에는 해당되지 않습니다.

단분자 기본 반응

기본 반응의 분자수는 반응물 종(원자, 분자 또는 이온)의 수입니다. 예를 들어, 단분자 반응에는 단일 반응물이 하나 이상의 생성물 분자를 생성하는 반응이 포함됩니다.

단분자 반응의 속도법칙은 1차입니다. 비율 = k [A].

단분자 반응은 복잡한 반응 메커니즘의 여러 기본 반응 중 하나일 수 있습니다. 예를 들어, 반응(O_3(g) → O_2(g) + O)은 2단계 반응 메커니즘의 일부로 발생하는 단분자 기본 반응을 보여줍니다. 그러나 일부 단분자 반응은 단일 단계 반응 메커니즘의 유일한 단계일 수 있습니다. (즉, "전체" 반응은 어떤 경우에는 기본 반응일 수도 있습니다.) 예를 들어, 사이클로부탄 C_4H_8이 에틸렌 C_2H_4로 기체상 분해되는 과정은 다음 화학 반응식으로 표현됩니다.

이 방정식은 단분자 기본 과정을 설명하는 전체 반응을 나타냅니다. 기본 반응이라고 가정할 때 이 방정식에서 예측된 속도 법칙은 전체 반응에 대해 실험적으로 도출된 속도 법칙과 동일한 것으로 밝혀져 1차 동작을 보여줍니다.

관찰된 속도 법칙과 예측된 속도 법칙 사이의 이러한 일치는 제안된 단분자 단일 단계 공정이 부타디엔 반응에 대한 합리적인 메커니즘임을 나타냅니다.

이분자 기본 반응

이분자 반응에는 두 개의 반응물 종이 포함됩니다. 예를 들어:

두 반응물 분자가 다른 첫 번째 유형에서 속도 법칙은 A에서는 1차, B에서는 1차(전체적으로 2차)입니다.

두 개의 동일한 분자가 충돌하고 반응하는 두 번째 유형에서 속도 법칙은 A에서 2차입니다.

일부 화학 반응은 단일 이분자 기본 반응으로 구성된 메커니즘에 의해 발생합니다. 한 가지 예는 이산화질소와 일산화탄소의 반응입니다.

이분자 기본 반응은 다단계 반응 메커니즘의 단계로 포함될 수도 있습니다. 오존과 산소 원자의 반응은 2단계 오존 분해 메커니즘의 두 번째 단계입니다.

단분자 기본 반응

기본 분자간 반응은 세 개의 원자, 분자 또는 이온의 동시 충돌을 포함합니다. 세 개의 입자가 동시에 충돌할 확률은 매우 드물기 때문에 분자간 기본 반응은 흔하지 않습니다. 그러나 몇 가지 확립된 분자단분자 기본 반응이 있습니다. 산화질소와 산소의 반응은 분자간 단계를 포함하는 것으로 보입니다.

마찬가지로, 산화질소와 염소의 반응은 분자간 단계를 포함하는 것으로 보입니다.

다단계 반응 메커니즘의 기본 단계 중 하나는 다른 단계보다 상당히 느린 경우가 많습니다. 반응은 가장 느린 단계보다 빠르게 진행될 수 없기 때문에 이 단계는 전체 반응이 발생하는 속도를 제한합니다. 따라서 가장 느린 기본 단계를 반응의 속도 제한 단계(또는 속도 결정 단계)라고 합니다.

이 문서는 에서 발췌되었습니다 Openstax, Chemistry 2e, 12.6: Reaction Mechanisms.

화학 반응은 많은 경우 반응물과 생성물을 나타내는 전반적으로 균형 잡힌 화학 방정식으로 표현됩니다. 그러나 실제 반응은 보통 보다 더 복잡하고 여러 단계에서 발생합니다. 예를 들어, 산화 질소와 수소가 반응하여 질소 기체와 물을 만드는 반응은 서로 구별되며 연속적인 세 가지 단계로 진행됩니다.

이러한 단계를 반응 메커니즘이라고 합니다. 반응 메커니즘의 각 단계를 단일단계 반응이라고 하며 반응하는 종들 사이의 결합의 파괴나 형성과 같은 상호작용을 나타냅니다. 이산화이질소와 일산화질소와 같은 특정한 분자는 한 단일 단계에서 생성되고 다른 단일 단계에서 반응합니다.

이런 종을 반응 중간 생성물이라고 부릅니다. 반응 중간 생성물은 단일단계 반응에서 에너지가 낮은 상태에서 생성되는 산물입니다. 이런 생성물은 대개 수명이 짧기 때문에 생성 혼합물에 포함되지 않습니다.

반응 중간 생성물은 활성화 착물과 동일하지 않습니다. 활성화 착물은 반응물을 생성물로 변환하는 동안에만 존재하는 고에너지 전이 상태를 말합니다. 단일 단계를 결합하여 전체 화학 반응에 대한 방정식을 얻습니다.

여기서 반응중간생성물은 없어지므로 전체 화학 방정식에는 나타나지 않습니다. 각이한 단일 단계 반응은 서로 다른 속도로 진행될 수 있습니다. 전체 반응 속도는 가장 느린 단일단계 반응 속도로 결정합니다.

여기서 보는 이산화탄소와 수소 기체의 반응은 속도 제한 단계입니다. 단일단계 반응은 일반적으로 반응에 참가하는 분자의 수 또는 분자도에 따라 세 가지 유형으로 특징지을 수 있습니다. 단분자 반응에서 하나의 반응물 분자는 하나 이상의 생성물로 변환합니다.

이분자 반응에서는 두 개의 구별되는 분자가 반응합니다. 삼분자 반응은 매우 드물지만 여기에는 서로 반응하여 중간 생성물이나 최종 생성물을 생성하는 세 개의 개별 분자를 포함합니다. 실험적으로 결정된 전체 화학 반응에 대한 속도 법칙과 달리 단일단계 반응에 대한 속도 법칙은 반응물의 화학양론계수를 통해 예측할 수 있습니다.

간단히 말하면 단일단계 반응의 분자도는 단일단계의 전체 반응 차수에 해당합니다. 따라서 단분자 반응들은 일반적으로 1차 반응, 2차 반응이며 삼분자 반응은 3차 반응입니다. 화학자들이 반응 메커니즘과 동력학을 이해하면 화학 반응을 식별하고 최적화할 수 있습니다.