反应分子数

在化学中，分子数是在基本（单步）反应中聚集在一起进行反应的分子数，等于基本反应中反应物的化学计量系数之和，具有有效碰撞（足够的能量）和正确的方向。取决于根据有多少分子聚集在一起，反应可以是单分子的、双分子的甚至是三分子的。

任何基元反应或反应步骤的动力学级数等于它的分子数，因此基元反应的速率方程可以通过检查从分子数确定。

然而，复杂（多步）反应的动力学顺序不一定等于所涉及的分子数。 分子的概念仅用于描述基本反应或步骤。

在单分子反应中，单个分子重新排列原子，形成不同的分子。 这由等式说明

A ⟶ P , {displaystyle {ce {A ->; P,}}}

其中 P {displaystyle {rm {P}}} 指的是化学产品。 如果只有一个产物分子，则反应或反应步骤是异构化，如果有多于一个产物分子，则反应或反应步骤是解离。

在任何一种情况下，反应或步骤的速率都由一阶速率定律描述

d [ A ] d t = − k r [ A ] , {displaystyle {frac {dleft[{ce {A}}right]}{dt}}=-k_{r} left[{ce {A}}right],}

其中 [ A ] {displaystyle [{rm {A]}}} 是物质 A 的浓度，t {displaystyle t} 是时间，k r {displaystyle k_{r}} 是反应 速率常数。

从速率定律方程可以推导出，衰变的 A 分子数量与可用的 A 分子数量成正比。 单分子反应的一个例子是环丙烷异构化为丙烯：

单分子反应可以用 Lindemann-Hinshelwood 机制来解释。

在双分子反应中，两个分子、原子或原子团发生碰撞并交换能量。

这可以用等式来描述

A + B ⟶ P {displaystyle {ce {A + B ->; P}}}

这对应于二阶速率定律：d [ A ] d t = − k r [ A ] [ B ] {displaystyle {frac {d[{ce {A}}]}{dt}}=- k_{r}{ce {[A][B]}}} 。

此处，反应速率与反应物聚集在一起的速率成正比。 双分子反应的一个例子是氢氧根离子对甲基溴的 SN2 型亲核取代：

CH 3 Br + OH – ⟶ CH 3 OH + Br – {displaystyle {ce {CH3Br + OH- -> CH3OH + Br-}}}

溶液或气体混合物中的三分子（或三分子）反应涉及三种反应物同时碰撞，具有适当的方向和足够的能量。 然而，术语三分子也用于指代以下类型的三种身体缔合反应：

A + B → M C {displaystyle {ce {A + B ->[{ce {M}}] C}}}

箭头上的 M 表示为了保存能量和动量，需要与第三个物体进行第二次反应。 在 A 和 B 的初始双分子碰撞后，形成一个能量激发的反应中间体，然后，它与 M 体碰撞，在第二次双分子反应中，将多余的能量转移给它。

该反应可以解释为两个连续的反应：

A + B ⟶ AB ∗ {displaystyle {ce {A + B -> AB}}{*}} AB ∗ + M ⟶ C + M {displaystyle {ce {AB}}{*}{ce {+ M ->; C + M}}}

这些反应通常具有二级和三级动力学之间的压力和温度依赖性过渡区域。

催化反应通常是三组分反应，但在实践中，首先形成起始原料的复合物，并且速率决定步骤是该复合物反应生成产物，而不是两种物质与催化剂之间的偶然碰撞。 例如，在使用金属催化剂的氢化反应中，分子二氢首先离解到金属表面上成为结合到表面上的氢原子，并且正是这些单原子氢与起始材料反应，也预先吸附到表面上。

由于 4 个或更多分子之间同时相互作用的可能性非常小，因此未观察到更高分子的反应。

区分分子性和反应顺序很重要。反应级数是根据反应速率定律通过实验确定的经验量。它是速率定律方程中的指数之和。另一方面，反应分子数是从基本反应的机理推导出来的，并且仅在基本反应的上下文中使用。它是参与该反应的分子数。

这种差异可以用一氧化氮和氢气之间的反应来说明：

2 NO + 2 H 2 ⟶ N 2 + 2 H 2 O , {displaystyle {ce {2NO + 2H2 -> N2 + 2H2O,}}}