Ključna razlika – poredak reakcije u odnosu na molekularnost
Hemijske reakcije su promjene koje se dešavaju u hemijskim jedinjenjima. To dovodi do pretvaranja jedne hemijske supstance u drugu. Početna jedinjenja koja prolaze kroz hemijsku reakciju nazivaju se reaktanti. Ono što dobijemo po završetku reakcije su proizvodi. Redoslijed reakcije je dat u odnosu na supstancu; može biti u odnosu na reaktant, proizvod ili katalizator. Red reakcije u odnosu na supstancu je eksponent na koji se povećava njena koncentracija u jednačini brzine. Molekularnost hemijskih reakcija izražava koliko je molekula reaktanata uključeno u reakciju. Ključna razlika između reda reakcije i molekularnosti je u tome što red reakcije daje odnos između koncentracije hemijske vrste i reakcije kojoj prolazi, dok molekularnost pokazuje koliko je molekula reaktanata uključeno u reakciju.
Šta je red reakcije
Red reakcije u odnosu na supstancu je eksponent na koji se povećava njena koncentracija u jednačini brzine. Da bismo razumjeli ovaj koncept, prvo bismo trebali znati šta je zakon stope.
Zakon o stopama
Zakon brzine pokazuje da je brzina napredovanja hemijske reakcije (na konstantnoj temperaturi) proporcionalna koncentracijama reaktanata podignutim na eksponente koji se određuju eksperimentalno. Ovi eksponenti su poznati kao redovi tih koncentracija. Razmotrimo primjer.
2N2O5 ↔ 4 NE2 + O 2
Za gornju reakciju, jednadžba zakona stope je data kao ispod.
Rate=k.[N2O5x
U gornjoj jednačini, k je konstanta proporcionalnosti koja je poznata kao konstanta brzine. To je konstanta pri konstantnoj temperaturi. Zagrade se koriste da izraze da je to koncentracija reaktanta. Simbol x je red reakcije u odnosu na reaktant. Vrijednost x treba odrediti eksperimentalno. Za ovu reakciju je nađeno da je x=1. Ovdje možemo vidjeti da red reakcije nije jednak stehiometriji reakcije. Ali u nekim reakcijama, red reakcije može biti jednak stehiometriji.
Za reakciju koja ima dva ili više reaktanata, jednačina zakona stope može se napisati na sljedeći način.
A + B + C ↔ P
Rate=k.[A]a[B]b[C]c
a, b i c su redovi reakcije u odnosu na A, B i C reaktante, redom. Za ovu vrstu jednadžbi brzine (koje imaju nekoliko redova reakcije), zbir redova reakcije je dat kao ukupni red reakcije.
Ukupni red=a + b + c
Slika 1: Stopa reakcija prvog i drugog reda
Prema redosledu reakcija, postoji nekoliko tipova reakcija:
- Reakcije nultog reda (red reakcije je nula u odnosu na bilo koji reaktant koji se koristi. Stoga brzina reakcije ne zavisi od koncentracija upotrijebljenih reaktanata.)
- Reakcije prvog reda (stopa je proporcionalna koncentraciji jednog reaktanta)
- Reakcije drugog reda (brzina reakcije je proporcionalna ili kvadratu koncentracije reaktanta ili proizvodu koncentracija dvaju reaktanata)
Šta je molekularnost
Molekularnost reakcije je broj molekula ili jona koji učestvuju u reakciji kao reaktanti. Što je još važnije, razmatrani reaktanti su oni koji učestvuju u koraku koji određuje brzinu ukupne reakcije. Korak koji određuje brzinu reakcije je najsporiji korak ukupne reakcije. To je zato što najsporiji korak reakcije određuje brzinu reakcije.
Slika 2: Unimolekularna reakcija
Molekularnost može biti različitih tipova:
- Unimolekularne reakcije imaju jedan reaktantni molekul (ili jon)
- Bimolekularne reakcije imaju dva reaktanta (dva reaktanta mogu biti istog ili različitog jedinjenja)
- Trimolekularne reakcije imaju tri reaktanta.
Koja je razlika između reda reakcije i molekularnosti?
Red reakcije u odnosu na molekularnost |
|
| Red reakcije u odnosu na supstancu je eksponent na koji se povećava njena koncentracija u jednačini brzine. | Molekularnost reakcije je broj molekula ili jona koji učestvuju u reakciji kao reaktanti. |
| Veza sa reaktantima | |
| Red reakcije objašnjava kako koncentracija reaktanata utiče na brzinu reakcije. | Molekularnost daje broj reaktanata koji učestvuju u reakciji. |
Sažetak – Red reakcije u odnosu na molekularnost
Zakon brzine pokazuje da je brzina napredovanja hemijske reakcije (na konstantnoj temperaturi) proporcionalna koncentracijama reaktanata podignutim na eksponente koji su određeni eksperimentalno. Red reakcije je dat u odnosu na reaktant. To objašnjava ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata. Ključna razlika između reda reakcije i molekularnosti je u tome što red reakcije daje odnos između koncentracije hemijske vrste i reakcije kojoj prolazi, dok molekularnost izražava koliko je molekula reaktanata uključeno u reakciju.
