普通化學/反應機理

反應的逐步分解顯示了它的機理，即反應物變成產物的實際過程。

化學家通常將反應的化學方程式寫成一步，這僅僅顯示了反應的淨結果。然而，大多數化學反應發生在一系列稱為基本反應的步驟中。所有這些基本反應必須加起來等於總的平衡方程式。這些基本步驟的完整序列稱為反應機理。反應機理是反應物實際變成產物的逐步過程。它是反應的“如何”，而總的平衡方程式只顯示了反應的“什麼”。

速率決定步驟

有時，中間物質在過程中被建立，並在最終消失。以下是一個均相反應（其中產物和反應物都在同一相中）的示例

${\hbox{CO}}+{\hbox{NO}}_{2}\to {\hbox{CO}}_{2}+{\hbox{NO}}$

實際上，有兩個反應以不同的速度發生。

• $2{\hbox{NO}}_{2}\to {\hbox{NO}}_{3}+{\hbox{NO}}$ (慢)
• ${\hbox{NO}}_{3}+{\hbox{CO}}\to {\hbox{NO}}_{2}+{\hbox{CO}}_{2}$ (快)

由於第一步是最慢的，整個反應必須等待它，因此被稱為速率決定步驟。總反應速率幾乎完全取決於最慢步驟的速率。其他步驟足夠快，它們的速率可以忽略不計，因為它們一直在等待較慢的步驟完成。

為什麼第一步比較慢？碰撞理論解釋了粒子碰撞時是否會發生反應。粒子必須以最小能量和適當的方向碰撞，才能發生反應。

發生反應所需的最小能量稱為活化能。粒子必須移動得足夠快，才能使它們的碰撞滿足活化能。如果沒有必要的能量，粒子就會相互彈開，不會發生反應。活化能的一個很好的例子是丁烷打火機，它需要火花才能使液體燃燒。火花為粒子提供了足夠的能量，使它們的碰撞有效。

活化能高的反應將比活化能低的反應慢。當活化能很高時，較少的粒子可能在碰撞時產生所需的能量。斷裂鍵，特別是斷裂雙鍵或三鍵的反應，將具有更高的活化能。

粒子還必須以適當的方向碰撞。例如，上面動畫中的反應顯示銨離子與 NCO^- 離子反應。為了使反應發生，銨離子必須與 NCO^- 的氮碰撞。如果離子沒有在正確的位置以正確的方向碰撞，反應就無法發生。

對碰撞粒子的方向有非常具體要求的反應將慢得多。無需特定方向就能發生的反應將更快。

確定基本步驟模型的有效性

為了使提出的基本步驟方程式有效，它必須滿足以下要求。

1. 慢速步驟的速率方程必須與總反應的速率方程匹配。

2. 所有基本步驟的反應物和產物加在一起必須等於實際方程式的反應物和產物。

3. 基本步驟的速率定律必須能夠在沒有中間體濃度的情況下寫出，因為中間體太小，無法準確測量。

例如，如果給出這個方程式並要求證明速率機理

方程式 ${\hbox{2O}}_{3}\to {\hbox{3O}}_{2}$

提出的機理

${\hbox{O}}_{3}\to {\hbox{O}}_{2}+{\hbox{O}}$ (快速)

${\hbox{O}}_{3}+{\hbox{O}}\to {\hbox{2O}}_{2}$ (緩慢)

$rate=k[O_{3}]^{2}$

我們知道，當反應反向進行時，k 會從 k 變為 k^-1。因此，我們將 O₃ 的反向速率代入緩慢步驟，然後求出緩慢步驟的速率方程。我們發現它與總方程的速率定律相同，並滿足上述三個標準，因此該機理是有效的。