반응속도론이란 각각의 조건이 어떻게 화학반응의 속도에 영향을 주는지 탐구하고, 반응 메커니즘을 통해 생성물의 생산량에 대해 알아보는 이론이다.

반응 속도론에서 평균반응속도는 (농도변화량)/(경과시간)이다.

2개의 반응물이 하나의 생성물로 합쳐진 경우에, A+A->B 반응속도는 -(Δ[A]/Δt)라고 할 수 있다. 반응속도(v)= -(Δ[A]/Δt) *[ x ]= x의 몰농도

aA+bB->cC+dD이란 화학반응식에서 반응속도는 v=-1/a(Δ[A]/Δt)=-1/b(Δ[B]/Δt)=1/c(Δ[C]/Δt)이다. 이때 d,D를 사용해 반응속도를 나타낸다면? *[x]= x의 몰농도

• -1/d(Δ[D]/Δt)
• d(Δ[D]/Δt)
• 1/d(Δ[D]/Δt)

1차 반응에서 반응속도는 반응물 농도의 1승에 비례한다. 그리고 2차 반응에서는 반응속도가 반응물 농도의 제곱에 비례한다. 이때 2차 반응에서 서로 다른 2가지 반응물의 속도는 농도의 x 제곱에 비례한다. X=?

• 1

반응물A->생성물B이라는 화학반응식에서 Δ[B]/Δt는 어떠한 속도를 의미할까요?

• 소멸속도
• 생성속도

반응메커니즘이란 무엇일까요?

• 여러가지 화학반응을 하나의 화학반응으로 통합시키는것
• 하나의 화학반응을 여러가지의 단위반응으로 구분하는것

2A+B->C를 반응메커니즘으로 나타내면 1차:A+B ->AB( 느리다. ) 2차: AB+A->C ( 빠르다. ) 인데, 이때 속도를 결정하는 단계는 속도가 빠른 2차 단계이다.

화학반응 메커니즘에서 속도결정단계는 화학반응의 속도가 가장 느린 단계인데, 그렇다면 활성화 에너지가 어떠한 곳이 속도결정단계일까요?

• 활성화 에너지가 높은 곳
• 활성화 에너지가 낮은 곳

A->P에서 반응속도는 k[A]이고, A+A->P에서 반응속도는 k[A]이다. 이처럼 각 반응에서 반응물질의 계수는 반응의 차수이다. 이때, A+B->P에서 반응속도는 k[A][B]이다.