Why is iron (III) nitrate used as a catalyst in the hydrogen peroxide decomposition experiment?

Iron (III) nitrate lowers the activation energy of the decomposition reaction, allowing hydrogen peroxide to break down into water and oxygen much faster than it would naturally. The iron undergoes a redox reaction during the process and returns to its original oxidation state, which you can observe as a color change in the solution.

How does temperature affect the rate of hydrogen peroxide decomposition?

Higher temperatures increase the reaction rate, producing oxygen gas more quickly. By performing the decomposition at four different temperatures and measuring pressure changes, you can quantify this relationship and calculate the apparent activation energy using the Arrhenius equation to determine how temperature influences reaction kinetics.

What does the pressure change inside the flask indicate during the experiment?

The pressure increase is directly proportional to the rate of oxygen production from hydrogen peroxide decomposition. By recording pressure changes over time using a gas pressure sensor, you can determine the reaction rate at each temperature and track how quickly the decomposition occurs.

How do you calculate apparent activation energy from experimental data?

Plot the natural log of the pressure change rate against the reciprocal of absolute temperature to create an Arrhenius plot. The slope of this line equals negative activation energy divided by the universal gas constant. Multiply the slope by the negative gas constant to obtain the apparent activation energy value.

Why is it important to evacuate the flask to 10 kPa before each trial?

Evacuating the flask removes air and creates a sealed system where pressure changes accurately reflect only the oxygen produced from the reaction. This ensures that your pressure measurements are reliable and not affected by atmospheric air or leaks in the apparatus.

What is the expected range for the apparent activation energy of the catalyzed decomposition?

The iron-catalyzed decomposition of hydrogen peroxide yields an apparent activation energy between 35 and 60 kJ/mol, significantly lower than the uncatalyzed reaction at 78–88 kJ/mol. This difference demonstrates how effectively the iron catalyst reduces the energy barrier for the reaction.

Dépendance à la température

Notions Préparation de l'instructeur Protocole étudiant

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La mesure de la vitesse à laquelle une réaction se déroule s’appelle la vitesse de réaction. La vitesse d’une réaction chimique est définie par la loi de vitesse, qui décrit la relation entre la vitesse de la réaction et les concentrations de réactifs. Dans cette équation, k est la constante de vitesse, A et B sont les deux réactifs, et m et n sont leurs ordres de réaction respectifs.

La constante de vitesse convertit la relation en unités de taux appropriées, moles par litre par seconde. Ainsi, la constante de vitesse a des unités différentes, en fonction de l’ordre global de la réaction. Cependant, la constante de vitesse a plus d’importance que la simple conversion d’unités. La constante de vitesse est liée à la quantité minimale d’énergie nécessaire pour qu’une réaction chimique se produise - appelée énergie d’activation.

Dans une réaction, les réactifs sont à un état initial d’énergie potentielle. Au fur et à mesure que la réaction se poursuit, elle doit surmonter une certaine énergie potentielle, l’énergie d’activation, avant d’atteindre son état final. L’énergie nette de la réaction est la différence entre l’état initial et l’état final. Cette différence peut être négative, c’est-à-dire que la réaction libère de l’énergie, ou positive, c’est-à-dire qu’elle absorbe de l’énergie.

S’il n’y a pas assez d’énergie disponible pour surmonter l’énergie d’activation, la réaction n’aura pas lieu. Dans certains cas, l’énergie peut être fournie sous forme de chaleur. Cela fournit de l’énergie supplémentaire pour surmonter la barrière à l’activation, et la réaction peut se dérouler. Un catalyseur peut également être ajouté, ce qui fournit une autre voie d’énergie d’activation inférieure entre les réactifs et les produits.

Les catalyseurs ne sont pas consommés dans la réaction et, par conséquent, n’affectent pas l’énergie nette de la réaction. L’énergie d’activation est déterminée expérimentalement, et elle est liée à la constante de réaction k par l’équation d’Arrhenius où A est le facteur pré-exponentiel ou de fréquence, R est la constante universelle des gaz et T est la température absolue à laquelle la réaction se produit.

À partir de cette équation, nous savons que l’augmentation de la température de réaction ou la diminution de l’énergie d’activation augmente la constante de vitesse. Pour en revenir à l’équation de la loi de vitesse, il s’ensuit qu’une constante de vitesse plus élevée entraîne une vitesse de réaction plus élevée. Cela a du sens car à mesure que la température augmente, les molécules se déplacent plus rapidement et entrent en collision plus fréquemment, ce qui entraîne une augmentation de la fraction de molécules ayant une énergie supérieure à l’énergie d’activation.

Dans cet atelier, vous apprendrez à mesurer expérimentalement l’énergie d’activation d’une réaction en utilisant la décomposition du peroxyde d’hydrogène comme réaction modèle.

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Source : Smaa Koraym de l’Université Johns Hopkins, MD, États-Unis

Décomposition du peroxyde d’hydrogène en fonction de la température
Nous suggérons aux élèves de travailler en binôme pour cette expérience. Les commandes de l’équipement peuvent varier.

Dans cet atelier, vous allez effectuer une réaction de décomposition où un seul composé se décompose en deux ou plusieurs produits plus simples. Vous observerez la décomposition du peroxyde d’hydrogène en eau et en oxygène. Cette décomposition se produit très lentement, vous utiliserez donc du nitrate de fer (III) comme catalyseur pour réduire l’énergie d’activation.

Au cours de ce processus, le fer subit une réaction d’oxydoréduction, puis revient à son état d’oxydation initial. Vous pourrez voir cela comme un changement de couleur dans votre solution pendant la réaction. Vous effectuerez la même réaction à quatre températures différentes et suivrez la vitesse de la réaction en enregistrant la pression à l'intérieur du ballon. De cette façon, vous pouvez mesurer la vitesse à laquelle l’oxygène a été produit dans chaque expérience. Vous allez l'utiliser pour calculer l'énergie d'activation de la réaction.

Tableau 1. Estimer l’énergie d’activation apparente pour la décomposition du peroxyde d’hydrogène

procès Température (°C) ΔP (kPa/s) 1/T ln (ΔP)
1
deux
3
4

Cliquez ici pour télécharger le Tableau 1
- Avant de commencer cette expérience, enfile une blouse de laboratoire, des lunettes de sécurité et des gants en nitrile.
- Assurez-vous que votre plaque chauffante est éteinte, puis placez un bécher de 600 ml sur la plaque chauffante.
- Connectez la tubulure à vide au bras de poing barbelé d’une fiole filtrante Büchner de 125 ml, et fixez soigneusement la fiole filtrante dans le bécher de 600 mL de manière à ce que le bras de poing soit juste au-dessus du haut du bécher.
- Remplissez un bécher de 400 ml avec de l’eau déminéralisée., et versez l’eau dans le bécher de 600 ml jusqu’à ce que le niveau de l’eau soit d’environ 2–3 cm au-dessous du bras latéral.
  REMARQUE : Assurez-vous que l’eau ne peut pas pénétrer dans le ballon ou la conduite de vide.
- Plongez le thermomètre dans l’eau, en le serrant en place de manière à ce que l’extrémité soit en contact avec la paroi extérieure du flacon. Assurez-vous que vous pouvez lire la température actuelle, ainsi que les repères 40, 60 et 80 °C.
- Assurez-vous que chaque trou de l’adaptateur à 2 trous est équipé d’un adaptateur de verrouillage conique. Vérifiez que tous les adaptateurs sont bien en place, car l’air qui s’échappe autour d’eux affectera vos données.
- Verrouille un robinet d’arrêt à 2 voies dans l’un des adaptateurs de butée. Ensuite, verrouillez une extrémité du tube flexible dans le deuxième adaptateur avec l’autre extrémité dans le connecteur du capteur de pression de gaz.
- Allumez le dispositif d’acquisition de données pour le capteur de pression de gaz et assurez-vous que la pression est affichée en kPa.
- Fixe le taux d’acquisition à deux échantillons par seconde et la durée à 300 s. Ensuite, affichez la pression en temps réel.
- Étiquetez un bécher de 400 ml comme 'déchet', un bécher de 50 ml comme '0,5 M Fe(NO₃)₃' et un bécher de 100 ml comme 'peroxyde d’hydrogène à 3 % p/p' ».
- Placez quelques serviettes en papier sur le plan de travail comme zone propre pour la verrerie que vous allez réutiliser. Gardez une réserve d’essuie-tout à portée de main pour plus tard.
- Ensuite, amenez les béchers de 50 ml et de 100 ml dans la zone de solution mère. Verser environ 30 mL de 0,5 M Fe(NO₃)₃ dans le bécher de 50 mL et 100 mL de peroxyde d’hydrogène à 3 % p/p dans le bécher de 100 mL.
- De retour à votre espace de travail, installez une pipette volumétrique de 20 ml et remplissez-la jusqu’à la marque avec du peroxyde d’hydrogène à 3 % p/p. Versez le peroxyde d’hydrogène dans le ballon filtrant et mettez la pipette jaugée de côté.
- Ajustez le thermomètre au besoin de manière à ce qu’il entre en contact avec le ballon en dessous du niveau de solution de peroxyde d’hydrogène.
- Insérez le bouchon en caoutchouc dans l’embouchure de la fiole filtrante, en faisant attention de ne pas desserrer les connexions avec le capteur et le robinet d’arrêt à 2 voies.
- Vérifiez que l’arrêt à 2 voies est fermé. Ouvrez la conduite de vide et surveillez la pression à mesure qu’elle diminue. Cela scellera le bouchon dans le flacon. Une fois que la pression atteint 10 kPa, fermez le vide.
- Surveille la pression pendant au moins 1 min pour confirmer qu’il n’y a pas de fuites lentes.
  REMARQUE : Si la pression commence immédiatement à augmenter rapidement, il y a une fuite dans votre configuration, alors serrez les connexions et réessayez jusqu’à ce que la pression se maintienne à 10 kPa lorsque la conduite de vide est fermée.
- Aspirez 5 mL de 0,5 M Fe(NO₃)₃ dans une seringue de 20 mL. Expulsez tout l’air de la seringue afin qu’elle ne contienne que la solution.
- Verrouillez la seringue dans le haut du robinet d’arrêt à 2 voies. Vous êtes maintenant prêt à commencer l’essai à température ambiante, alors notez la température de l’eau dans votre cahier de laboratoire.
- Commencez à acquérir des données de pression de gaz. Laissez l’appareil enregistrer des données pendant environ 15 s, puis ouvrez le robinet d’arrêt et fermez-le rapidement une fois que tout le Fe(NO₃)₃ est entré dans le ballon. L’augmentation de pression observée provient de l’évolution de l’oxygène gazeux produit par la décomposition du peroxyde d’hydrogène.
- Une fois la collecte de données terminée, enregistrez vos données. Ensuite, débranchez la seringue et ouvrez le robinet d’arrêt pour ventiler le flacon.
- Sortez le bouchon en caoutchouc, retirez soigneusement le thermomètre de la pince et la fiole du bécher, et débranchez le tube à vide de la fiole filtrante.
- Videz le flacon dans le bécher. Essayez de ne pas mettre de liquide dans le bras latéral. Séchez l’extérieur de la fiole avec du papier absorbant.
- Rincez l’intérieur du flacon avec de l’eau déminéralisée et versez le rinçage dans le bécher à déchets. Si du liquide pénètre dans le bras latéral, retirez-le avec du papier absorbant.
- Reconnectez le flacon à la conduite de vide et fixez-le dans le bécher de 600 ml en contact avec le thermomètre.
- Allumez la plaque chauffante et chauffez l’eau autour du ballon jusqu’à ce que le thermomètre indique 80 °C. Ensuite, éteignez le feu.
- Ensuite, ajoutez 20 ml de peroxyde d’hydrogène à 3 % p/p dans le ballon.
- Séchez le bouchon avec du papier absorbant. Faites-le après chaque essai pour vous assurer que le bouchon est bien ajusté dans le col du bécher et que le bouchon est bien ajusté dans le flacon.
- Vérifiez que le robinet est fermé et évacuez le ballon à environ 10 kPa. Ensuite, fermez l’aspirateur et confirmez qu’il n’y a pas de fuites.
- Aspirez une solution de Fe(NO₃)₃ de 5 mL dans la seringue, expulsez l’air de la seringue et connectez-la au robinet d’arrêt.
- Enregistrez la température indiquée sur le thermomètre dans votre cahier de laboratoire, puis commencez à collecter des données.
- Attendez environ 15 s et introduisez la solution Fe(NO₃)₃ de la même manière que précédemment.
  note: Lorsque la pression approche les 150 kPa, le bouchon peut se détacher !
- Une fois la collecte de données terminée, sauvegardez les données, purgez et nettoyez le flacon filtrant, et préparez-vous pour le troisième essai.
- Remplissez le bécher de 400 ml de glace et ajoutez-en un peu pour refroidir l’eau à environ 60 °C.
- Effectuez le troisième essai de la même manière que précédemment. N’oubliez pas de sécher le bouchon et l’intérieur de la fiole et d’enregistrer la température avant la collecte des données.
- Une fois les données collectées pour cet essai, refroidissez l’eau à environ 40 °C et effectuez le quatrième essai.
- Une fois que vous avez terminé les quatre essais, videz le flacon filtrant et rincez-le une dernière fois dans le bécher.
- Éliminez tout excès de 0,5 M Fe(NO₃)₃ et le contenu du bécher de déchets dans un récipient étiqueté pour les déchets de fer aqueux.
- Ensuite, démontez l’appareil et versez le reste de glace, d’eau et de peroxyde d’hydrogène dans l’évier. Lavez votre verrerie en suivant le protocole standard de votre laboratoire.
Results
La décomposition du peroxyde d'hydrogène avec du fer est un processus complexe en plusieurs étapes que nous ne pouvons pas facilement décrire en une seule équation. Cependant, nous pouvons estimer l’énergie d’activation apparente à partir du taux de production d’oxygène et la comparer à l’énergie d’activation apparente du processus non catalysé.
- Trouvez le taux de changement de pression, qui est directement proportionnel au taux de production d’oxygène. Pour chaque expérience, faites un graphique de la pression par rapport au temps et trouvez le point où la réaction a commencé.
- Identifie la pression maximale atteinte et détermine la pente entre les deux points.
- Une fois que vous avez déterminé les pentes et les températures correspondantes en Kelvin pour toutes les températures, utilisez l'équation d'Arrhenius pour estimer l'énergie d'activation apparente de cette réaction.
- Prenez l’inverse des températures en Kelvin et le logarithme naturel du taux de variation de la pression. Rappelez-vous que la constante de vitesse k est essentiellement égale à la variation de pression.
- Fais un tracé d’Arrhenius et trouve la pente de la droite.
- La pente est égale à l’énergie d’activation négative sur la constante universelle des gaz, donc multipliez la pente par la constante universelle négative des gaz pour obtenir l’énergie d’activation apparente de la réaction de décomposition catalysée par le fer. Vous verrez une valeur de l'ordre de 35 à 60 kJ/mol parce que le catalyseur de fer a fait en sorte que la décomposition nécessite moins d'énergie. L’énergie d’activation apparente de la décomposition non catalysée du peroxyde d’hydrogène est d’environ 78 à 88 kJ/mol.