Die sleutelverskil tussen katalisator en intermediêr is dat 'n katalisator bruikbaar is aan die begin van die reaksie en aan die einde geregenereer word, terwyl 'n tussenproduk tydens die chemiese reaksie gevorm word en nie aan die einde van die reaksie bestaan nie..
Die terme katalisator en intermediêr is baie belangrik in chemiese reaksies. 'n Katalisator is 'n chemiese verbinding wat die tempo van 'n reaksie kan verhoog sonder dat dit self verbruik word, terwyl 'n tussenproduk 'n molekule is wat uit twee of meer reaktante vorm en verdere reaksie ondergaan om finale produkte te gee.
Wat is 'n katalisator?
'n Katalisator is 'n chemiese verbinding wat die tempo van 'n reaksie kan verhoog sonder dat dit self verbruik word. Daarom kan hierdie verbinding herhaaldelik optree. As gevolg van hierdie rede word slegs 'n klein hoeveelheid katalisator benodig vir 'n sekere chemiese reaksie.
'n Katalisator verskaf 'n alternatiewe pad vir 'n chemiese reaksie deur die aktiveringsenergie van 'n reaksie te verminder. Hier kombineer die katalisator met die reaktant om 'n intermediêre produk te skep, en na die voltooiing van die vereiste reaksie verlaat die katalisator die intermediêre en regenereer.
Daar is twee soorte katalisators; hulle is homogene en heterogene katalisators. In homogene katalisators is die molekules in dieselfde fase as reaktantmolekules. In heterogene katalisators is die molekules egter in 'n ander fase as dié van reaktantmolekules. Ensieme is 'n goeie voorbeeld van biologiese katalisators.
Wat is 'n intermediêre?
'n Tussenproduk is 'n molekule wat uit twee of meer reaktante vorm en verdere reaksies ondergaan om finale produkte te gee. 'n Tussenproduk word gevorm in meervoudige-stap reaksies. Meeste van die tyd vereis ingewikkelde chemiese reaksies meer as een stap om die reaksie te voltooi om die gewenste finale produk te kry. In hierdie reaksies gee al die reaksiestappe behalwe die laaste stap tussenprodukte; die laaste stap gee die produk eerder as om 'n intermediêre te gee. Daarom is 'n tussenproduk onstabiel, en dit is geneig om vinnig verdere reaksie te ondergaan.
Tipies kom tussenprodukte baie selde in die reaksiemengsel voor as gevolg van hul onstabiele aard. Hulle bestaan vir 'n kort tydjie. Boonop is dit baie moeilik om 'n tussenproduk te isoleer omdat dit geneig is om verder te reageer. In 'n spesifieke reaksie kan daar 'n baie groot aantal intermediêre molekules in elke reaksiestap wees. Soms is dit baie moeilik om hierdie molekules te identifiseer.
Ons kan onderskei tussen intermediêre en molekulêre vibrasies. Hierdie het tipies soortgelyke leeftyd en is bloot oorgange. Gewoonlik is hierdie molekules hoogs reaktief. 'n Goeie voorbeeld sou die verestering van 'n diol wees, waar 'n monoester in die eerste stap geproduseer word, en 'n diester word in die tweede (finale) stap gevorm.
Wat is die verskil tussen katalisator en intermediêr?
Die sleutelverskil tussen katalisator en intermediêr is dat 'n katalisator bruikbaar is aan die begin van die reaksie en aan die einde geregenereer word, terwyl 'n tussenproduk tydens die chemiese reaksie gevorm word en nie aan die einde van die reaksie bestaan nie.. Boonop is katalisators stabiel, terwyl tussenprodukte hoogs onstabiel is.
Die onderstaande infografika bied die verskille tussen katalisator en intermediêre in tabelvorm aan vir sy-aan-sy vergelyking.
Opsomming – Katalisator vs Intermediêr
Die sleutelverskil tussen katalisator en tussenproduk is dat 'n katalisator aan die begin van die reaksie bygevoeg word en aan die einde van die reaksie geregenereer word, terwyl 'n tussenproduk tydens die reaksie gevorm word en nie aan die einde van die reaksie geregenereer word nie..
