{{위키데이터 속성 추적}}
[[파일:Molecular-collisions.jpg|섬네일|right|400px|[[반응속도]]는 반응물의 농도가 높을수록 빨라진다. - 이러한 사실은 [[충돌모형]]으로 설명할 수 있다.]]

'''화학 반응속도론'''<ref>대한화학회 화학술어집 https://new.kcsnet.or.kr/?act=&vid=&mid=cheminfo&wordfield=eng&word=chemical+kinetics</ref>(化學反應速度論, {{llang|en|chemical reaction kinetics}})은 화학 [[반응 속도]]에 관한 학문 분야이다. '''화학 속도론'''({{llang|en|chemical kinetics}}) 또는 '''반응 속도론'''<ref>대한화학회 화학술어집 https://new.kcsnet.or.kr/?act=&vid=&mid=cheminfo&wordfield=eng&word=reaction+kinetics</ref><ref>한국물리학회 물리학용어집 https://www.kps.or.kr/content/voca/search.php?et=en&find_kw=chemical+kinetics</ref>({{llang|en|reaction kinetics}}, 반응 운동학<ref>한국물리학회 물리학용어집 https://www.kps.or.kr/content/voca/search.php?et=en&find_kw=reaction+kinetics</ref>)이라고도 한다. 화학 반응속도론은 다른 실험 조건이 어떻게 [[화학 반응]]의 속도에 영향을 주는지에 대해 연구하고, [[반응 메커니즘]]을 통해 [[생성물]]의 생산량에 대해 연구하며, 화학 반응의 특성을 수학적인 모델로 구성하는 것을 포함한다. 1864년 [[노르웨이]]의 과학자 페테르 보게와 카토 굴드베르그는 화학 반응의 속도는 반응 물질의 양에 비례한다는 [[질량작용의 법칙]]을 공식화하여 화학 반응속도론의 발전에 기여하였다.

== 역사 ==
1864년에 [[페테르 보게]]와 [[카토 굴드베르그]]는 화학 반응의 속도가 [[반응물]]의 양과 비례한다는 [[질량작용의 법칙]]을 공식화함으로써 화학 반응속도론의 분야를 개척하였다.<ref name="GW1">C.M. Guldberg and P. Waage,"Studies Concerning Affinity" ''Forhandlinger i Videnskabs-Selskabet i Christiania'' (1864), 35</ref><ref name="GW2">P. Waage, "Experiments for Determining the Affinity Law" ,''Forhandlinger i Videnskabs-Selskabet i Christiania'', (1864) 92.</ref><ref name="GW3">C.M. Guldberg, "Concerning the Laws of Chemical Affinity", ''Forhandlinger i Videnskabs-Selskabet i Christiania'' (1864) 111</ref>

== 반응 속도 ==
{{본문|반응 속도}}
화학 반응속도론은 [[반응 속도]]의 실험적 결정을 다룬다. 여기에서 [[속도법칙]]과 [[속도상수]]가 유래했다. [[속도법칙]]은 0차 반응(시간이 지나도 반응 속도가 일정한 반응), 1차 반응, 2차 반응 등에 적용될 수 있다. 연속적인 반응에서 [[속도 결정 단계]]는 반응속도를 결정한다. 연속적인 1차 반응에서 가장 느린 반응(속도 결정 단계)를 이용하면 속도 법칙을 단순화시킬 수 있다. 반응에서 속도 상수와 잦음율을 알고 있을 경우 [[아레니우스 방정식]]을 통해 실험 결과로부터 [[활성화 에너지]]를 계산할 수 있다. 반응 속도에 영향을 미치는 주요 원인은 다음과 같다.
* 반응물의 [[농도]]
* 반응물의 물리적 상태
* [[온도]]
* [[촉매]]

== 촉매 ==
{{본문|촉매}}
[[촉매]]란 [[화학 반응]]에 참여하여 [[반응 경로]]를 변경함으로써 [[반응 속도]]를 기존의 반응 속도에 비해 빠르게 하거나 느리게 하는 화합물을 의미한다. 촉매는 반응 중 소량만 있어도 반응 속도에 큰 영향을 미친다. 촉매는 기존의 반응 경로와는 전혀 다른, 즉 다른 형태의 전이 상태를 형성하고 이는 활성화 에너지의 차이를 나타낸다. 정촉매는 [[활성화 에너지]]를 낮춰 [[반응속도]]를 빠르게 하고 부촉매는 활성화 에너지를 높여 반응속도를 느리게 한다. 반응 후에도 [[촉매]]는 원래 상태로 존재한다. [[균일 촉매]]와 [[불균일 촉매]]로 분류할 수 있다.

1)	[[균일 촉매]]
: 반응 시 반응물과 같은 상으로 존재하는 촉매

2)	[[불균일 촉매]]
:반응 시 촉매의 상이 반응물과 다른 경우

== 반응 메커니즘 ==
아래의 [[화학 반응식]]이 성립한다고 가정하자(대문자는 분자의 종류이고 소문자는 상수이다).

aA + bB ↔ cC + dD

이 반응은 여러 단계를 거쳐 진행되며 이 각각의 단계를 단일 단계 반응이라고 한다. 그리고 이 과정 중에서 중간에 생성되었다가 소비되는 물질로 전체 화학반응식에 나타나지 않는 물질을 중간체라고 한다. 이 반응에서 중간에 생성되었다가 소모되는 과정들을 반응 매커니즘이라고 한다. 이 반응이 평형상태가 되면 정반응 속도와 역반응 속도가 동일하게 되고, 이를 이용하여 각각의 반응 매커니즘에서의 평형 상수를 구할 수 있고 이들을 모두 곱해주면 전체 반응의 평형 상수(K)를 구할 수 있다.

K = (C^c  * D^d)/(A^a  * B^b )

==반응속도의 온도의 의존성==

아레니우스는 1889년에 속도 상수가 반응 온도와 관련되어 있음을 실험적으로 발견하였다. 반응의 온도와 반응 속도 상수간의 상관 관계를 실험적으로 나타낸 식은 다음과 같다.

아레니우스식: k=Ae^((-E_a)/RT)

(k=속도상수, e: 자연로그의 밑, T: 절대온도, A: 잦음률 R: 기체상수(8.314J/mol K) E_a: 활성화 에너지)

위 식의 양변에 자연로그를 취하면 ln⁡k=-E_a/R  1/T  〖+ln〗⁡A

즉 ln⁡k와 1/T 에 대한 직선 그래프에서 y절편이 ln⁡A 이고 기울기가 -E_a/R 임을 알 수 있다.

== 같이 보기 ==
* [[효소 반응속도론]]

== 각주 ==
{{각주}}

== 참고 문헌 ==
{{위키공용분류}}
* ''Preparing for the Chemistry AP Exam''. Upper Saddle River, New Jersey: Pearson Education, 2004. 131&ndash;134. {{ISBN|0-536-73157-8}}

{{전거 통제}}

[[분류:화학반응속도론| ]]