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화학 반응
평형에 도달하면 반응이 멈출까요? 아닙니다. 농도는 더 이상 변하지 않지만 A→B 와 B→A 가 같은 속도로 계속 일어납니다. 아래 전환 횟수가 평형 후에도 멈추지 않는 것을 보세요. 촉매를 넣어도 평형은 그대로이고 도달만 빨라집니다.
실시간 측정값
- 지금 [A]
- —
- 지금 [B]
- —
- 정반응 속도 kf[A]
- —
- 역반응 속도 kr[B]
- —
- 평형 상수 K
- —
겉보기는 멈춤, 속은 계속
- 순 변화 (vf − vr)
- —
- 지금까지 전환된 횟수
- 0
시간에 따른 농도 변화
두 곡선이 평평해진 지점이 평형입니다. 하지만 평평한 것은 '순 변화'뿐입니다 — 아래 초록 선이 초당 전환 횟수인데, 평형 후에도 0으로 떨어지지 않습니다. 촉매를 넣으면 곡선이 왼쪽으로 당겨질 뿐 도착점은 같습니다.
평형은 정지가 아니라 균형이다
두 방향이 같은 속도로 달리고 있을 뿐입니다.
평형에서 kf[A] = kr[B] | K = kf ÷ kr = [B] ÷ [A] | [A]평형 = [A]₀ ÷ (1 + K) | 도달 시간 τ = 1 ÷ (kf + kr)
촉매는 kf 와 kr 을 같은 배율로 키웁니다. K = kf/kr 이므로 배율이 위아래에서 약분되어 평형 상수가 변하지 않습니다. 반면 τ 는 분모가 커져 그만큼 빨리 도달합니다. 6배 촉매면 8.33초 걸리던 것이 1.39초가 됩니다.
더 알아보기
평형은 멈춘 것이 아닙니다. 정반응과 역반응의 속도가 같아져 겉보기 농도가 일정해진 것이지, 반응이 끝난 것이 아닙니다. 입자 수준에서는 A → B 와 B → A 가 지금도 같은 속도로 일어나고 있습니다. 위 화면의 전환 횟수가 평형 후에도 계속 올라가는 것이 그 증거입니다. 이것을 동적 평형이라 부릅니다.
촉매는 활성화 에너지를 낮춥니다. 다른 반응 경로를 열어 넘어야 할 언덕을 낮춰 줍니다. 핵심은 정반응과 역반응의 언덕을 똑같은 폭으로 낮춘다는 점입니다. 그래서 양쪽이 같은 비율로 빨라지고, 평형 상수는 그대로입니다. 촉매는 "어느 쪽으로 더 가게" 만드는 것이 아니라 "양쪽 모두 더 쉽게" 만듭니다.
활성화 에너지와 반응열은 다릅니다. 활성화 에너지는 넘어야 할 언덕의 높이이고, 반응열은 출발점과 도착점의 높이 차이입니다. 발열 반응이라도 언덕은 있습니다 — 종이가 저절로 타지 않는 이유입니다. 촉매는 언덕만 낮출 뿐 출발점과 도착점의 높이 차이, 즉 반응열은 건드리지 못합니다.
평형 상수를 바꾸는 것은 온도뿐입니다. 농도나 압력을 바꾸면 평형의 위치는 옮겨가지만 K 자체는 그대로입니다(르샤틀리에 원리). 반면 온도를 바꾸면 K 값 자체가 달라집니다. 발열 반응은 온도를 올리면 K 가 작아지고, 흡열 반응은 커집니다. 이 구분이 시험에서 자주 나옵니다.
암모니아 공장이 이 줄다리기 위에 있습니다. 질소와 수소로 암모니아를 만드는 하버-보슈법은 발열 반응이라 온도가 낮을수록 수율이 좋습니다. 그런데 온도가 낮으면 너무 느려서 공장이 돌아가지 않습니다. 그래서 철 촉매로 속도를 벌고, 온도는 400~500°C 로 타협하며, 압력을 200기압 이상 올려 평형을 생성물 쪽으로 밉니다. 이 공정이 없었다면 지금 인류의 절반은 식량을 얻지 못했을 것입니다.