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 {\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:

{\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.

Orde pertama
------------

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.

Orde kedua
----------

Reaksi dianggap sebagai reaksi orde kedua jika ordenya secara keseluruhan berjumlah dua. Laju reaksi orde kedua mungkin proporsional dengan satu konsentrasi berkuadrat {\displaystyle r=k[A]^{2}\,}, atau (lebih umum) jumlah orde dua konsentrasi {\displaystyle r=k[A][B]\,}. Contohnya, reaksi {\displaystyle {\ce {NO2 + CO -> NO + CO2}}} merupakan reaksi orde kedua untuk reaktan {\displaystyle {\ce {NO2}}} dan reaksi orde nol untuk reaktan {\displaystyle {\ce {CO}}}. Persamaannya adalah {\displaystyle r=k[{\ce {NO2}}]^{2}\,} dan independen dari konsentrasi CO.

Orde nol
--------

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.

Orde negatif
------------

Reaksi dapat memiliki orde negatif terkait dengan suatu substansi. Contohnya, perubahan ozon (O3) menjadi oksigen mengikuti persamaan {\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
---------

1. ↑  Petrucci R.H. Harwood W.S. and Herring F.G. *General Chemistry* (8th ed. Prentice-Hall 2002), p.585-6 ISBN 0-13-014329-4
2. ↑  Kenneth A. Connors *Chemical Kinetics, the study of reaction rates in solution*, 1990, VCH Publishers ISBN 0471720208
3. ↑  Whitten K.W. Galley K.D. and Davis R.E. *General Chemistry* (4th edition, Saunders 1992), hlm.638-9 ISBN 0-03-072373-6
4. ↑  Laidler K.J. *Chemical Kinetics* (3rd ed. Harper & Row 1987), hlm. 305 ISBN 0-06-043862-2

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