Dalam bidang kinetika kimia, orde reaksi suatu substansi (seperti reaktan, katalis atau produk) adalah banyaknya faktor konsentrasi yang mempengaruhi kecepatan reaksi. Untuk persamaan laju reaksi
r
=
k
[
A
]
x
[
B
]
y
.
.
.
{\displaystyle r\;=\;k[\mathrm {A} ]^{x}[\mathrm {B} ]^{y}...}
)([A], [B], ... adalah konsentrasi), orde reaksinya adalah x untuk A dan y untuk B. Orde reaksi secara keseluruhan adalah jumlah sum x + y + .... Perlu diingat bahwa orde reaksi sering kali tidak sama dengan koefisien stoikiometri.
Contohnya, reaksi kimia antara raksa (II) klorida dengan ion oksalat:
2
HgCl
2
+
C
2
O
4
2
−
⟶
2
Cl
−
+
2
CO
2
↑
+
Hg
2
Cl
2
↓
{\displaystyle {\ce {2 HgCl2 + C2O4^{2-}-> 2Cl^- + 2CO2 (^) + Hg2Cl2 (v)}}}
Persamaan laju reaksinya adalah
r = k[HgCl2]1[C2O42−]2
Dalam contoh ini,
Orde reaksi reaktan HgCl2 adalah 1 dan
Orde reaksi ion oksalat adalah 2;
Orde reaksi secara keseluruhan adalah 1 + 2 = 3.
Orde reaksi di sini (1 dan 2) berbeda dengan koefisien stoikiometrinya (2 dan 1).
Orde reaksi hanya bisa ditentukan lewat percobaan. Dari situ dapat ditarik kesimpulan mengenai mekanisme
reaksi.
Di sisi lain,
reaksi dasar (satu langkah) memiliki
Orde reaksi yang sama dengan koefisien stoikiometri untuk setiap reaktan.
Orde reaksi secara keseluruhan (jumlah koefisien stoikiometri reaktan) selalu sama dengan molekularitas
reaksi dasar.
Orde reaksi untuk setiap reaktan sering kali memiliki angka positif, tetapi ada pula
Orde reaksi yang negatif, berupa pecahan atau nol.
Jika laju
reaksi bergantung pada satu reaktan dan jumlah eksponennya satu, maka
reaksi itu adalah
reaksi Orde pertama. Contohnya, dalam
reaksi ion arildiazonium dengan nukleofil dalam larutan berair ArN2+ + X− → ArX + N2, persamaannya adalah r = k[ArN2+], dan Ar merupakan kelompok aril.
Contoh
reaksi Orde pertama lainnya adalah proses peluruhan radioaktif. Namun,
reaksi ini merupakan
reaksi nuklir.
Reaksi dianggap sebagai reaksi orde kedua jika ordenya secara keseluruhan berjumlah dua. Laju reaksi orde kedua mungkin proporsional dengan satu konsentrasi berkuadrat
r
=
k
[
A
]
2
{\displaystyle r=k[A]^{2}\,}
, atau (lebih umum) jumlah orde dua konsentrasi
r
=
k
[
A
]
[
B
]
{\displaystyle r=k[A][B]\,}
. Contohnya, reaksi
NO
2
+
CO
⟶
NO
+
CO
2
{\displaystyle {\ce {NO2 + CO -> NO + CO2}}}
merupakan
reaksi Orde kedua untuk reaktan
NO
2
{\displaystyle {\ce {NO2}}}
dan
reaksi Orde nol untuk reaktan
CO
{\displaystyle {\ce {CO}}}
. Persamaannya adalah
r
=
k
[
NO
2
]
2
{\displaystyle r=k[{\ce {NO2}}]^{2}\,}
dan independen dari konsentrasi CO.
Dalam
reaksi Orde nol, laju reaksinya independen dari konsentrasi reaktan, sehingga perubahan konsentrasi tidak mengubah laju
reaksi. Contohnya adalah berbagai
reaksi yang dikatalis oleh enzim asalkan konsentrasi reaktan lebih besar daripada konsentrasi enzim yang mengendalikan lajunya. Contohnya, oksidasi biologis etanol menjadi asetaldehida oleh enzim dehidrogenase alkohol hati merupakan
reaksi Orde nol untuk etanol.
reaksi dapat memiliki
Orde negatif terkait dengan suatu substansi. Contohnya, perubahan ozon (O3) menjadi oksigen mengikuti persamaan
r
=
k
[
O
3
]
2
[
O
2
]
{\displaystyle r=k{\frac {{\ce {[O_3]^2}}}{{\ce {[O_2]}}}}\,}
dengan kelebihan oksigen.
reaksi ini merupakan
reaksi laju kedua untuk ozon dan (-1) untuk oksigen.
Saat
Orde parsial bersifat negatif,
Orde secara keseluruhan dianggap tidak didefinisi. Dari contoh di atas,
reaksi ini tidak dianggap sebagai
reaksi Orde pertama meskipun jumlahnya 2 + (-1) = 1, karena persamaan lajunya lebih rumit daripada
reaksi Orde pertama yang sederhana.
Referensi
Pranala luar
Chemical kinetics, reaction rate, and order Diarsipkan 2010-10-19 di Wayback Machine. (needs flash player)
Reaction kinetics, examples of important rate laws Diarsipkan 2005-03-10 di Wayback Machine. (lecture with audio).
Rates of Reaction