Differenza tra molecolarità e ordine di reazione
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Differenza principale - Molecularity vs Order of Reaction
La velocità di una reazione chimica può dipendere principalmente dalla temperatura e dalla pressione del sistema, dalla concentrazione dei reagenti presenti, dalla presenza o dall'assenza di catalizzatori e dalla natura dei reagenti. Tuttavia, la velocità della reazione viene calcolata considerando la fase di determinazione della velocità. Alcune reazioni chimiche hanno solo un passaggio, ma alcune reazioni avvengono in più passaggi. In tal caso, la velocità della reazione è determinata dal gradino più lento. Molecolarità e ordine di reazione sono due termini usati per quanto riguarda la velocità delle reazioni. La principale differenza tra molecolarità e ordine di reazione è quella ml'olecolarità è un concetto teorico mentre l'ordine di reazione può essere determinato sperimentalmente.
Aree chiave coperte
1. Cos'è la Molecolarità
- Definizione, spiegazione con esempi
2. Cos'è l'ordine di reazione
- Definizione, spiegazione con esempi
3. Qual è la differenza tra molecolarità e ordine di reazione
- Confronto tra le principali differenze
Termini chiave: Bimolecolare, Reazione del primo ordine, Molecolarità, Ordine di reazione, Reazioni del secondo ordine, Trimolecolare, Unimolecolare, Zero Order Reactions
Cos'è la Molecolarità
La molecolarità è il numero di molecole o ioni che prendono parte alla fase di determinazione del tasso. La fase di determinazione della velocità è il passo più lento tra le altre fasi del meccanismo di reazione. La fase più lenta viene considerata come la fase di determinazione della velocità poiché l'intera velocità di reazione verrebbe aumentata se la velocità della fase più lenta fosse aumentata. La molecolarità della reazione è denominata in base al numero di molecole o ioni che partecipano alla fase di determinazione della velocità.
Reazioni unimolecolari
Nelle reazioni unimolecolari, una singola molecola subisce cambiamenti. Quindi, l'equazione per il passo di determinazione della velocità ha un solo reagente.
Figura 01: la conversione di N2O5 in N2O3 e O2 è unimolecolare
Reazioni bolo-molecolari
Queste reazioni coinvolgono due reagenti nella fase di determinazione della velocità.
Figura 2: una reazione bimolecolare
Reazioni trimolecolari
Queste reazioni coinvolgono tre reagenti nella fase di determinazione del tasso di una reazione chimica.
Cos'è l'ordine di reazione
L'ordine di reazione può essere definito come la somma delle potenze a cui le concentrazioni dei reagenti sono aumentate nell'equazione della legge della velocità. La legge della velocità è l'equazione che fornisce la velocità di reazione con l'uso di concentrazioni di reagenti e parametri costanti come la costante di velocità.
Ordine di reazione è la somma degli esponenti della legge tariffaria. L'ordine della reazione può o non può essere uguale ai coefficienti stechiometrici di ciascun reagente. Pertanto, l'ordine di reazione dovrebbe essere determinato sperimentalmente. L'ordine di reazione è una misura quantitativa riguardante la velocità di una reazione. A differenza della molecolarità, l'ordine di reazione può essere espresso in valori frazionari o numeri interi. L'ordine di reazione può anche essere zero. Ciò significa che la velocità di reazione è indipendente dalla concentrazione dei reagenti. Prendiamo in considerazione un esempio.
aA + bB + cC → dD + eE
La legge della velocità della reazione di cui sopra è,
R = k [A]p[B]q[C]r
Dove,
R è il tasso della reazione
A, B e C sono reagenti
P, q ed r sono ordini di reazione di A, B e C, rispettivamente.
L'ordine della reazione è uguale alla somma di p + q + r.
I valori di p, q e r devono essere determinati sperimentalmente. A volte, questi valori possono essere uguali ai coefficienti stechiometrici di ciascun reagente, ma a volte potrebbe non esserlo. L'ordine di reazione viene calcolato considerando la reazione generale, non solo la determinazione del tasso o il passo più lento. Secondo l'ordine di reazione, ci possono essere diversi tipi di reazioni.
Figura 3: Grafico della concentrazione del reattivo rispetto al tempo di reazione
Zero Order Reactions
Il tasso di una reazione di ordine zero è indipendente dalle concentrazioni dei reagenti.
Reazioni al primo ordine
Nelle reazioni del primo ordine, la velocità della reazione dipende dalla concentrazione di un solo reagente. Ciò corrisponde a una reazione unimolecolare.
Reazioni del secondo ordine
La velocità di reazione delle reazioni del secondo ordine può dipendere dalla concentrazione di un reagente di secondo ordine o di due reagenti del primo ordine.
Differenza tra molecolarità e ordine di reazione
Definizione
molecularity: La molecolarità è il numero di molecole o ioni che prendono parte alla fase di determinazione del tasso.
Ordine di reazione: L'ordine di reazione è la somma delle potenze a cui le concentrazioni dei reagenti sono aumentate nell'equazione della legge della velocità.
Determining Step
molecularity: La fase di determinazione del tasso viene utilizzata per ottenere la molecolarità.
Ordine di reazione: La reazione generale viene utilizzata per ottenere l'ordine di reazione.
Valore
molecularity: La molecolarità è sempre un numero intero.
Ordine di reazione: L'ordine di reazione può essere zero, un numero intero o una frazione.
Determinazione
molecularity: La molecolarità è determinata osservando il meccanismo di reazione.
Ordine di reazione: L'ordine di reazione è determinato con metodi sperimentali.
Conclusione
La molecolarità e l'ordine di reazione sono due termini diversi usati per spiegare la velocità di una reazione chimica. La molecolarità è ottenuta dal meccanismo di reazione. L'ordine di reazione è ottenuto dalla legge della velocità della reazione. La differenza tra la molecolarità e l'ordine di reazione è che la molecolarità è un concetto teorico mentre l'ordine di reazione è determinato sperimentalmente.
Riferimenti:
1. "Molecularity and Kinetics." Chemistry LibreTexts. Libretexts, 21 luglio 2016. Web. Disponibile qui. 31 luglio 2017.
2. "Ordine di reazione". Wikipedia. Wikimedia Foundation, 25 giugno 2017. Web. Disponibile qui. 31 luglio 2017.
