Rozdiel medzi reakciami prvého a druhého poriadku

kľúčový rozdiel medzi reakciami prvého a druhého poriadku je to rýchlosť reakcií prvého poriadku závisí od prvého výkonu koncentrácie reaktantu v rýchlostnej rovnici, zatiaľ čo rýchlosť reakcií druhého poriadku závisí od druhého výkonu pojmu koncentrácie v rýchlostnej rovnici.

Poradie reakcie je súčet právomocí, na ktoré sú koncentrácie reaktantov zvýšené v rovnici rýchlostného zákona. Podľa tejto definície existuje niekoľko foriem reakcií; reakcie nulového poriadku (tieto reakcie nezávisia od koncentrácie reaktantov), ​​reakcie prvého poriadku a reakcie druhého poriadku.

OBSAH

1. Prehľad a kľúčový rozdiel
2. Čo sú reakcie prvého poriadku
3. Čo sú reakcie druhého poriadku
4. Porovnanie vedľa seba - reakcie prvého a druhého poriadku v tabuľkovej forme
5. Zhrnutie

Čo sú reakcie prvého poriadku?

Reakcie prvého poriadku sú chemické reakcie, ktorých rýchlosť reakcie závisí od molárnej koncentrácie jedného z reaktantov zapojených do reakcie. Preto podľa vyššie uvedenej definície pre poradie reakcií bude súčet síl, na ktoré sa zvyšujú koncentrácie reaktantov v rovnici rýchlostného zákona, vždy 1. Môže sa vyskytnúť buď jediný reaktant, ktorý sa zúčastňuje na týchto reakciách. Potom koncentrácia tohto reaktantu určuje rýchlosť reakcie. Ale niekedy sa na týchto reakciách zúčastňuje viac ako jeden reaktant, potom jeden z týchto reaktantov určí rýchlosť reakcie.

Pozrime sa na príklad, aby sme pochopili tento pojem. Pri rozkladnej reakcii N₂O₅, tvorí NIE₂ a O₂ plyny ako produkty. Pretože má iba jeden reaktant, môžeme napísať reakciu a rýchlostnú rovnicu nasledujúcim spôsobom.

2N₂O_{5 (g)}     → 4NO_{2 (g)}    +    O_{2 (g)}

Rýchlosť = k [N₂O_{5 (g)}]^m

Tu je rýchlostná konštanta pre túto reakciu a m je poradie reakcie. Preto z experimentálnych stanovení je hodnota m 1. Ide teda o reakciu prvého poriadku.

Čo sú reakcie druhého poriadku?

Reakcie druhého poriadku sú chemické reakcie, ktorých rýchlosť reakcie závisí od molárnej koncentrácie dvoch z reaktantov alebo od druhej sily jedného reaktantu, ktorý sa zúčastňuje reakcie. Preto podľa vyššie uvedenej definície pre poradie reakcie bude súčet síl, na ktoré sa zvyšujú koncentrácie reaktantov v rovnici rýchlostného zákona, vždy 2. Ak existujú dva reaktanty, rýchlosť reakcie bude závisieť od prvej sily koncentrácie každej reakčnej zložky.

Obrázok 01: Graf porovnávajúci dva typy poradia reakcie s použitím ich reakčného času a koncentrácie reaktantu.

Ak zvýšime koncentráciu reaktantu dvakrát (ak sú v rýchlostnej rovnici dva reaktanty), potom sa rýchlosť reakcie zvýši štyrikrát. Uvažujme napríklad nasledujúcu reakciu.

2A → P

Tu A je reaktant a P je produkt. Ak je to reakcia druhého poriadku, rýchlostná rovnica pre túto reakciu je nasledujúca.

Ohodnoť = k [A]²

Ale pre reakciu s dvoma rôznymi reaktantmi, ako sú nasledujúce;

A + B → P

Ohodnoť = k [A]¹[B]¹

Aký je rozdiel medzi reakciami prvého a druhého poriadku?

Reakcie prvého poriadku sú chemické reakcie, ktorých rýchlosť reakcie závisí od molárnej koncentrácie jedného z reaktantov zapojených do reakcie. Preto, ak zvýšime koncentráciu reaktantu dvakrát, rýchlosť reakcie sa zvýši dvakrát. Reakcie druhého poriadku sú chemické reakcie, ktorých rýchlosť reakcie závisí od molárnej koncentrácie dvoch z reaktantov alebo od druhej sily jedného reaktantu, ktorý sa zúčastňuje reakcie. Ak teda zvýšime koncentráciu reaktantu dvakrát, rýchlosť reakcie sa zvýši štyrikrát. Nižšie uvedený infographic predstavuje rozdiel medzi reakciami prvého a druhého poriadku v tabuľkovej forme.

Zhrnutie - Reakcie prvého a druhého poriadku

Podľa poradia reakcie existujú tri hlavné typy reakcií; reakcie nulového poriadku, prvého poriadku a druhého poriadku. Kľúčový rozdiel medzi reakciami prvého a druhého poriadku je, že rýchlosť reakcie prvého poriadku závisí od prvého výkonu koncentrácie reaktantu v rýchlostnej rovnici, zatiaľ čo rýchlosť reakcie druhého poriadku závisí od druhého výkonu pojmu koncentrácie v rýchlostná rovnica.

referencie:

1. Libretexty. „Metódy určenia poradia reakcií.“ Chémia LibreTexts, Libretexts, 5. júna 2017. K dispozícii tu