[화학및 실험2] 3주차 예비보고서, 화학 반응 속도(시계반응)

[실험 제목]
화학 반응 속도 (시계반응)

 

[실험 목적]
반응 물질의 농도를 달리하여 시계반응으로 속도를 측정하고, 반응속도 상수와 반응 차수를 구한다.

 

[실험 이론]
다음 실험 이론을 조사하시오.

1. 반응 속도에 대해 설명하시오.

화학 반응이 일어나는 속도를 반응속도(reaction rate)라고 한다. 반응속도를 조절하는 메커니즘은 온도를 조절하는 것이다. 반응속도는 온도가 낮을 때 느려지고 온도가 높을 때 진다. 음식물의 대사, 필수영양소의 수송등 인체내에서 일어나는 다양한 생리 현상을 관장하는 화학 반응은 반드시 적절한 속도로 진행되어야 한다. 그렇기되기 위해서는 체내의 온도가 체외의 온도와 상관없이 유지되는 것이 필수적이다.

어떤 일의 속도(speed)란 주어진 시간(time)간격내에서 일어나는 변화(change)로 정의 즉, 속도를 언급한 때는 늘 시간 개념을 동반한다. 예를 들어 자동차의 속도는 특정시간 동안 변화한 자동차의 위치로서 나타낸다.
이와 유사하게, 화학 반응의 속도(반응속도)란 단위시간당의 반응물 또는 생성물의 농도를 뜻한다. 반응속도의 단위는 보통 초당 몰농도(M/s)이다. 즉, 몰농도로 측정된 농도를 초로 고정된 시간으로 나눈 것이다.
그림 14.2에서와 같은 가상의 반응 A->B를 생각해 보자. 각 빨간 구는 0.01mol의 A, 각 구는 0.01mol의 B를 나타내고, 용기는 1.00L의 부피를 가진다. 반응 초기에 1.00mol의 A를 가 사용하므로 그 농도는 1.00mol/1L = 1.00M이다. 20초 후 A의 농도는 0.54M로 감소하고, B의 농도는 0.46M로 증가하였다. A 1mol이 반응하여 B 1mol이 생성되므로 농도의 합은 여전히 1. 00M이고 40초 후 A의 농도는 0.30M, B의 농도는 0.70M이다.
이때의 반응속도는 반응물 A가 소멸되는 속도 또는 생성물 B가 생성되는 속도로 나타낼­ 수 있는 수다. 일정한 시간 간격동안 B의 평균(average)생성속도는 B의 농도 변화량을 시간 변화량으로 나눈 값으로 나타낼 수 있다.
B의 평균 생성속도 = B의 농도 변화 / 시간 변화량
= (t2 에서 [B] - t1 에서 [B] )/ t2-t1
= 델타[B] / 델타 t
[B]에서와 같이 어떤 화학식에 사용한 대괄호는 몰농도를 나타낸다. 그리스 문자인 델타최종값에서 초기값을 뺀 값과 같다. 반응의 초기부터 20초동안 B의 평균 생성속도(t1=0초에 t2=20초까지)는 다음과 같다.
평균속도 = 0.46M - 0.00M / 20s - 0s
= 2.3 x 10 ^ -2M/S
반응물 A에 대해서도 반응속도를 동일하게 나타낼 수 있다. 이 경우, A의 소멸속도로 나타낼 수 있다.
A의 평균 소멸속도 = -A의 농도 변화/시간 변화량

A의 소멸속도

= - 델타[A] / 델타 t [14.2]
이식에서 [A]가 감소하는 농도임을 표시하기 위해 음(-)의 부호를 사용한 것을 알아둘 필요가 있다.
관습적으로 속도는 항상 양의 값으로 표현된다.
[A]가 감소하므로 델타[A]는 음 수이다. 음수인 델타[A]를 양수로 바꾸기 위해(-)부호를 사용한다. B분자 하나가 생성될 때마다 A분자 하나가 소비되므로, A의 평균 소멸속도는 B의 평균 생성속도와 동일하다

출처: 브라운 일반화학 15판 p638 ~ 641 (14.2절 반응속도)

2.  반응 속도 상수와 반응 차수에 대해 설명하시오.

2-1. 반응속도 상수

반응속도표

| NH4+의 초기 농도 (M) | NO2-의 초기 농도 (M) | 관찰된 초기 속도 (M/s) |
|--------------------|---------------------|--------------------|
| 0.0100 | 0.200 | 5.4 × 10^-7 |
| 0.0200 | 0.200 | 10.8 × 10^-7 |
| 0.0400 | 0.200 | 21.5 × 10^-7 |
| 0.200 | 0.0202 | 21.6 × 10^-7 |
| 0.200 | 0.0404 | 43.3 × 10^-7 |
표 14. 2는 반응물중 하나의 농도를 변화시킴에 따라 초기반응속도가 달라짐을 나타내고 있다. 이 자료에서 [NO2-]는 유지한 상태에서 [NH4+] 를 두배로 늘리면, 반응속도는 두 배가 된다(실험 1과 2를 비교해 보라). [NO2-]를 일정하게 유지시킨 채로 [NH4+]를 네 배로 증가시키면(실험 1과 3). 반응속도는 네 배로 증가 한다. 이러한 결과로부터 초기반응속도는 [NH4+] 에 비례함을 알 수 있다. [NH4+]를 일정하게 유지하면서 [NO2-]를 유사하게 변화시키면, 반응속도는 같은 방식으로 영향을 받는다. 따라서 반응속도는 [NO2-]의 농도에도 정비례한다고 결론을 내릴 수 있다. 반응속도가 반응물의 농도에 의존하는 것을 식으로 표시하면 다음과 같다.
속도 =K[NH4+] [NO2-] [14.6]
식 14.6처럼 반응속도가 반응물 농도에 어떻게 의존하는지를 보여주는 식을 속도 법칙(ratelaw)이라고 한다. 일반적으로 다음 반응에 대한
aA+bB-cC+dD
속도 법칙은 다음과 같이 나타낸다. 속도 = k [A]^m[B]^n
일반적으로 속도 법칙에는 반응물의 농도 항만이 존재하는 것에 유의해야 한다. 상수 k는 속도 상수(rate constant)라고 한다. k의 크기는 온도의 영향을 받는다. 따라서 온도가 속도에 어떠한 영향을 주는지 결정할 수 있다. 이에 관해서는 14. 5절에서 공부할 것이다. 지수 m과n은 대체로 작은 값의 정수이다. 이제 곧 배우겠지만, 어느 반응에 대한 m과가을 알게되면 반응과정에서 일어나는 각 단계 반응에 대한 많은 정보를 얻을 수 있다. 어떤 반응의 속도 법칙과 여러 반응물 농도에서의 반응속도를 알면, 속도 상수(K)의 값을 게 산할 수 있다. 예로 표 14. 2에 있는 실험 1의 자료를 식 14. 6에 대입하면 다음과 같다.
5.4x 10^-7M/s=K(0. 0100M)(0. 200M)
k = 5. 4x10-7M/s =(0.010M)(0.200M)= 2.7x10^-4M-1s-1
표 14.2에 있는 다른 실험자료를 사용해도 같은 k값을 얻을 수있다는 것을 확인할 수 있다. 어떤 반응의 속도 상수값과 속도 법칙을 모두 알면, 임의 농도에서의 반응속도를 계산할 수 있다. 예를 들면 k=2.7x 10^-4M-1 s-1 , m=1, m=1일때, 식 14.7을 이용하면 [NH4+] =0.100M과 [NO2-]= 0.100M에서의 반응속도를 계산할 수 있다.
속도=(2.7× 10-4M-1 s-1)(0.100M)(0.100M) = 2.7 × 10^-6M/s

2.반응 차수 : 속도 법칙에서의 지수

대부분 반응에 대한속도 법칙은 다음과 같다.
속도 = k[반응물]^m[반응물 2]^n . . . .
지수 m과 n을 반응차수(readtion order)라고 한다. 예를 들어 NH4+와 NO2-의 반응에서의 속도 법칙을 다시 생각해 보자.
속도 =k[NH4+], [NO2-]
[NH4+]의 지수가 1이므로, 반응은 NH4+에 대하여 일차 반응(first order)이다. 반응속도는 [NO2-]에 대해서도 일차 반응이다(지수 1은 속도 법치에서 표현되지 않는다). 전체 반응차수(ovrall actionorder)란 속도 법칙을 나타내는 각 반응물에 관한 차수의 합이다. 따라서 NH4+ 과 NO2-반응에서 전체 반응차수는 1+1=2이고, 이 반응은 이차 반응(secondorder)이다.
속도 법칙에서 지수는 반응속도가 각 반응물의 농도에 어떻게 영향을 받는지를 알려준다. NH4+과 NO2- 의 반응속도는 [NH4+]에 1제곱으로 변한다. [NH4+]가 2배가 되면 반응속도는 2차가 되며. [NH4+]가 3배가 되면 반응속도 3배가 되고, 그이상에서도 마찬가지 이다. 이와 같이 [NO2-]를 2배, 3배한 때에도 반응속도는 2배, 3배가 된다. 만약속도 법칙이 반응물에 대로 차일 경우 [A]^2이므로, 농도를 2배하면 반응속도는 4배가 된다([2]^2=4). 또한 농도를 3배로 하면 반응속도는 9배가 된다([3]^3=9).
다음은 실험적으로 얻어진 속도 법칙에 대한 몇가지 다른 예이다.

식[14.9]

2N2O5(g) -> 4NO2(g) + O2(g) 속도 =K[N2O5] [14.9]

식[14.10]

H2(g) + I2(g) -> 2HI(g) 속도 =K[H2][I2] [14.10]

식 [14.11]

CHCl3(g) + Cl2(g) -> CCl4(g) + HCI(g) 속도 =K[CHCL3][Cl2]^1/2 [14.11]
속도 법칙에 표기된 지수와 균형맞춘 반응식의 계수가 일치하는 경우가 가끔있기도 하다. 그러나 식 14.9와 14.11에서 처럼 항상 일치하는 것은 아니다.
어떠한 반응에 대해서도 속도 법칙은 실험적으로 결정되어야 한다.
대부분의 속도 법칙에서 반응자수는 0, 1, 2이다. 그러나 반응차수가 분수(식 14. 11)이거나 음의수인 속도 법칙도 많이 볼 수 있다.

출처: 브라운 일반화학 15판 p645 ~ 648 (14.3절 농도와 속도법칙)

3.  반응 속도에 영향을 주는 인자들을 설명하시오.

반응속도에 영향을 주는 네가지인자들은 다음과 같다.

1. 반응물의 물리적 상태
반응물은 반응을 하기 위하여 모이게 된다. 반응분자들이다 충돌할수록 더 빠르게 반응한다. 반응들은 크게 균일반응과 불균일반응으로 나눌는데. 균일(homogeneous)반응은 반응물이 모두 기체이거나 모두 액체인 경우 이며, 불균일(heterogencous)반응은 반응물의 상이 서로 다른 경우 이다. 불균일조건에서는 반응이 물끼리 접촉하는 부분에서만 일어난다. 따라서 고체를 포함하는 불균일반응에서는 고체 표면적이 넓을수록 반응이 더 빠르게 일어난다. 예를 들어 동일한 약이라도 알약(ablka)형태보다는 분말 형태가 위에서 용해되어 더 빨리 혈액으로 흡수된다.
2. 반응물의 농도
하나 혹은 그이상의 반응물 농도가 증가하면 대부분의 화학 반응은 더디게 진행된다. 예를 들어 강철솜은 산소 20%를 포함하는 공기중에서는 느리게 타지만 순수한 산소중에서는 빠르게 타오른다(p 638 그림 14. 1). 반응물 농도가 증가할수록 반응분자들이 충돌하는 횟수가 증가하고 결과적으로 속도가 증가 한다.
3. 반응온도
반응속도는 일반적으로 온도가 증가함에 따라 증가 한다. 예를 들어 우유를 부패시키는 세균성 반응은 냉장고의 낮은 온도보다는 실온에서 더 빠르게 진행된다. 온 증가함에 따라 분자의 운동에너지는 증가하게 된다. 분자들이 보다 빠르게 운동하면횟수가 많아지고, 높은 에너지를 가지고 충돌하는 것이므로 반응속도가 증가하는 것이
4. 촉매의 존재
촉매(catalyst)란 반응에서 자신은 소비되지 않으면서 반응속도를 증가시키는 물질이다. 촉매는 반응으로 이끄는 충돌의 종류(충돌의 종류에 따라 메커니즘이 바뀜에 따라 영향을 준다. 촉매는 여러 생명체에서 중요한 역할을 한다.

출처: 브라운 일반화학 15판 p638 (반응 속도에 영향을 주는 인자)

 

4.  실험 자료를 참고하여 시계반응에 대해 설명하시오.

<시계 반응의 개념>

시계반응은 반응의 종말점을 쉽게 알 수 있도록 고안된 반응으로, 위의 실험 대상 반응에서 생성된 I2와 S2O32-의 반응이 동일 용기 내에서 동시에 일어나도록 한다.

I2 + 2 S2O32- → 2 I- + S4O62-

이 반응에서 I2가 형성되자마자 S2O32- 이온과 매우 빨리 반응하여 없어지고 S2O32- 이온이 모두 소모되면 I2 분자가 용액에 남게 되며, 이것이 녹말과 반응하여 청색을 띠게 된다. 따라서 S2O32- 이온이 모두 반응하여 없어지는데 필요한 시간을 색깔로 알려주므로 시계와 같은 구실을 한다.

I2 + 녹말 → blue complex

본 실험에서 결정하려는 반응 속도식은 다음의 첫 번째 반응에 관한 것이며,

2 I- + S2O82- → I2 + 2 SO42-

Na2S2O3 가 다 소모될 때까지, 즉 I2가 반응 용기에 존재하기 시작하는 순간까지의 반응 속도를 측정하는 것이다.

출처: 문서 2-3 화학 반응 속도_시계반응(학생용)

 

5. [기구와 시약] 위 시약들의 물리적, 화학적 특성과 그 위험성에 대해 조사하시오. (원자량, 녹는점, 끓는점 포함)

- 기구
눈금실린더(10 mL), 초시계, 스포이드, 씻기병, 고무마개, 시험관, 시험관대

 

- 시약
KI, KCl, K2S2O8, Na2S2O3, K2SO4, 녹말, CuSO4

 

KI (칼륨요오드화물)

CAS 번호: 7681-11-0
원자량: 약 166.00 g/mol
녹는점: 681°C
끓는점: 1,330°C
특성: 백색 결정성 고체로, 물에 잘 녹습니다. 염소와 반응하여 요오드화물을 생성하는데 사용될 수 있습니다.
위험성: 건강에 큰 위험을 가지고 있지는 않지만, 과도한 섭취는 건강에 해를 미칠 수 있습니다.

1. KCl (칼륨염화물)
   CAS 번호: 7447-40-7
   원자량: 약 74.55 g/mol
   녹는점: 770°C
   끓는점: 1,420°C
   특성: 백색 결정성 고체로, 물에 잘 녹습니다. 식품 조미료 및 의약품 제조 등에 사용됩니다.
   위험성: 큰 위험을 가지고 있지 않으며, 식품 등 다양한 용도로 안전하게 사용 가능합니다.
   
   
2. K2S2O8 (이산화칼륨)
   CAS 번호: 7727-21-1
   원자량: 약 270.32 g/mol
   녹는점: 200°C
   끓는점: 분해
   특성: 주로 산화제로 사용되며, 열 및 충격에 민감하여 안전 조치가 필요합니다.
   위험성: 화학적으로 활성이 높아 화학 안전사항을 엄격히 준수해야 합니다.
   
   
3. Na2S2O3 (타이오황산나트륨, 소다아설파이트)
   CAS 번호: 7772-98-7
   원자량: 약 158.11 g/mol
   녹는점: 48.3°C (결합수정체), 318°C (무수물)
   끓는점: 680°C
   특성: 백색 결정성 고체로, 물에 잘 녹습니다. 산화 및 환원 반응에 사용됩니다.
   위험성: 피부나 눈과 접촉 시 화학 화상을 일으킬 수 있으므로 안전 조치가 필요합니다.
   
   
4. K2SO4 (칼륨황산염)
   CAS 번호: 7727-21-1
   원자량: 약 174.26 g/mol
   녹는점: 1,069°C
   끓는점: 1,689°C
   특성: 백색 결정성 고체로, 물에 녹습니다. 비료 및 화학 제품 제조에 사용됩니다.
   위험성: 큰 위험을 가지고 있지 않으며, 다양한 용도로 안전하게 사용 가능합니다.
   
   
5. 녹말
   화학식 (C6H10O5)n +(H2O)
   녹말은 본질적으로 탄수화물 다당류로 구성된 생물학적 분자다.
   녹말(영어: starch) 또는 전분은 많은 수의 포도당 단위체들이 글리코사이드 결합으로 연결된 중합체 탄수화물이다. 녹말은 대부분의 녹색 식물에서 에너지를 저장하기 위해 생성되며, 식물의 종자나 뿌리 등에 많이 포함되어 있다. 녹말은 사람의 식단에서 가장 흔한 탄수화물이며, 감자, 밀, 옥수수, 쌀, 카사바와 같은 주요 음식물에 다량으로 함유되어 있다.
   식물의 세포에 있는 녹말 결정이나 이를 추출한 것을 일반적으로 녹말이라고 부른다. 녹말 알갱이의 겉모습이나 성질은 기원이 된 식물의 종류에 의해 상당히 다르다.
   녹말 입자는 매우 단단한 결정형이지만, 물과 섞어 가열하면 수분을 흡수하면서 느슨해진다. 쌀가루나 밀가루를 물에 섞어 60°C 정도로 가열하면 나타나는 현상이다. 이런 식으로 호화된 녹말입자는 소화효소의 침투가 쉬우며 결과적으로 소화율이 높아진다.
   
   
6. CuSO4 (구리황산염)
   CAS 번호: 7758-99-8
   원자량: 약 159.61 g/mol
   녹는점: 110°C (수수화물), 150°C (무수물)
   끓는점: 분해
   특성: 파란색 결정성 고체로, 물에 잘 녹습니다. 산화 및 환원 반응에 사용됩니다.
   위험성: 눈, 피부 및 호흡기에 자극을 일으킬 수 있으므로 조심해야 합니다.
   
   출처: MSDS 물질들 검색후 정리,
   위키백과 검색어 '녹말'

6.[실험 방법]실험의 간략한 과정은 다음과 같다.

이때 실험 자료를 참고하여 아이오딘 이온과 과황산 이온의 반응에서 가능한 메커니즘을 설명하시오.

 

① 다음 표와 같이, 시약을 아래 순서대로 시험관에 넣어 준비한다.
- 0.2M KI : 시험관 1~8
- 0.2M KCl : 시험관 1~3
- 0.1M K2SO4 : 시험관 4~6
- 0.1M CuSO4 : 시험관 8
- 0.4 % 녹말 + 0.0075 M Na2S2O3 : 시험관 1~8
② 먼저 1~3번 시험관에 0.1M K2S2O8 용액을 넣고 필름으로 막은 후 투명한 색이 약간 누렇게 변하다가 청색이 되기 시작할 때까지의 시간을 재서 기록하도록 한다. (용액 전체가 청색될 때를 기준으로 시간을 측정한다.)
③ 각 4~6번 시험관과 7~8번 시험관에 대해 ②과 같이 반복실험을 진행한다.

 

시계반응 실험표

 

6-A. 

2 I- + S2O82- → I2 (aq) + 2SO42-
다음과 같은반응에서 메커니즘을 알아보자

메커니즘1 1-a I- + S2O82- → SO42- + SO4I-
1-b SO4I- + I- → I2 + SO42-
1-a가 느린 반응이면므로 속도 결정단계이다. 그러므로
속도 = k [I-][S2O82-] (메커니즘 1-a의 속도식)
1-b가 느린 반응이면므로 속도 결정단계이다. 그러므로
속도 = k[I-]2[S2O82-] (메카니즘 1-b의 속도식이고 1단계 반응은 불가능하다.)

둘째로 가능한 순차반응은
매커니즘2 2-a 2 I- → I22-
2-b I22- + S2O82- → I2(aq) + 2 SO42-
첫째 단계가 속도결정단계이면
속도 = k[I-]2 (메카니즘 2-a의 속도식)
둘째 단계가 속도결정단계이면 속도식은 그 반응이 마치 1단계로 일어나는 것과 같다.
속도 = k[I-]2[S2O82-] (메카니즘 2-b의 속도식)

본 실험에서 결정하려는 반응 속도식은 다음의 첫 번째 반응에 관한 것이며,
2 I- + S2O82- → I2 + 2 SO42-
Na2S2O3 가 다 소모될 때까지, 즉 I2가 반응 용기에 존재하기 시작하는 순간까지의 반응 속도를 측정하는 것이다.

 

7. 출처

https://www.aladin.co.kr/shop/wproduct.aspx?ItemId=308141486 

Brown 일반화학 (일반화학교재연구회)

 

https://msds.kosha.or.kr/MSDSInfo/kcic/msdssearchMsds.do

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