JoVE Science Education

General Chemistry

Détermination de la loi de vitesse et de l'ordre de la réaction

Determining Rate Laws and the Order of Reaction

JoVE Science Education
General Chemistry

A subscription to JoVE is required to view this content. Sign in or start your free trial.

JoVE Science Education General Chemistry

Determining Rate Laws and the Order of Reaction

1.6: Determining the Solubility Rules of Ionic Compounds

1.14: Using Differential Scanning Calorimetry to Measure Changes in Enthalpy

195,680 Views

•

10:49 min

•

April 30, 2023

Overview

Source : Laboratoire du Dr Neal Abrams — SUNY College of Environmental Science and Forestry

Toutes les réactions chimiques ont un taux spécifique définissant l’état d’avancement des réactifs va aux produits. Ce taux peut être influencé par la température, concentration et les propriétés physiques des réactifs. Le tarif comprend également les intermédiaires et les États de transition qui sont forment, mais ne sont ni le réactif ni le produit. La Loi de vitesse qui définit le rôle de chacun des réactifs dans une réaction et peut être utilisée pour modéliser mathématiquement le temps nécessaire à une réaction de procéder. La forme générale d’une équation de taux est illustrée ci-dessous :

où A et B sont les concentrations des différentes espèces moléculaires, m et n est des ordres de réaction, et k est la constante de vitesse. La vitesse de presque chaque réaction change au fil du temps comme réactifs sont épuisés, rendant les collisions efficaces moins susceptibles de se produire. La constante de vitesse, toutefois, est fixée pour une seule réaction à une température donnée. L’ordre de la réaction illustre le nombre d’espèces moléculaires impliquées dans une réaction. Il est très important de connaître la Loi de vitesse, y compris les taux constants et réaction commande, qui ne peut être déterminée expérimentalement. Dans cette expérience, nous découvrir une méthode de détermination de la Loi de vitesse et il permet de comprendre l’état d’avancement d’une réaction chimique.

Principles

Cinétique et thermodynamique

Toutes les réactions chimiques sont régies par deux facteurs, cinétique et thermodynamique. Le facteur thermodynamique est la différence d’énergie libre au cours d’une réaction chimique. Cette énergie libre, qualifiée de spontanéité, est une valeur complexe résultant de l’enthalpie (chaleur) et l’entropie (désordre) dans une réaction chimique. Cinétique fait référence à la vitesse d’une réaction chimique et à quelle vitesse le système atteint l’équilibre. Alors que la cinétique peut expliquer la vitesse de la réaction, thermodynamique donne des informations sur son bilan énergétique. En termes simples, thermodynamique a trait à la stabilité et la cinétique se rapporte à la réactivité.

Détermination du taux

Taux est une mesure basée sur le temps, ce qui signifie que c’est en constante évolution comme une réaction se produit. Cela peut être représenté à l’aide d’un différentiel de taux droit, exprimant la variation de concentration sur un changement dans le temps. Expérimentalement, le différentiel de taux droit est difficile à utiliser, afin que nous puissions utiliser calcul et représenter la Loi de vitesse comme la Loi de vitesse intégré en intégrant le différentiel de taux droit. La Loi de vitesse intégré représente les concentrations en réaction au début de la réaction et à un intervalle de temps spécifié. Un tableau de l’ordre, Loi de vitesse et Loi de vitesse intégré est indiqué ci-dessous :

Chaque ordre explique la dépendance de la concentration des réactifs sur la vitesse de réaction. Par exemple, une loi de taux ordre zéro, taux = k, indique que le taux est seulement dépendant sur la constante de vitesse, pas sur la concentration des réactifs. Ceci est fréquent dans les réactions catalytiques où le catalyseur est un solide et la surface ne change pas au cours de la réaction. Une loi de vitesse de commande^st 1 montre que le taux est dépendant de la concentration d’un réactif, bien que les autres réactifs peuvent être présents. Une loi de vitesse de commande de 2^nd indique que le taux dépend de la concentration des deux réactifs dans la réaction. Ces réactifs peuvent être les mêmes, c’est-à-dire taux = k[A]², ou taux différent, = k[A] [B]. Étant donné que les deux concentrations sont en constante évolution, constantes de taux de deuxième ordre peuvent être difficiles à mesurer en laboratoire. Quel que soit l’ordre, en utilisant la Loi de vitesse intégré simplifie l’analyse des données en tenant compte de données traçant et en appliquant une équation linéaire pour ajuster les données. Depuis la Loi de vitesse intégré qu’une seule s’adapte les données, taux constant et réaction ordre d’une réaction peut être immédiatement identifiée.

Une expérience de cinétique

Détermination de la Loi de vitesse commence par la mise en place d’une expérience de cinétique de la réaction chimique. Une expérience cinétique est soigneusement contrôlée afin que les mesures sont effectuées à intervalles réguliers afin de déterminer la variation de concentration d’une espèce au fil du temps. Que les espèces peuvent soit être réactif (diminution de concentration avec le temps) ou un produit (augmentation de la concentration avec le temps). Si plusieurs réactifs sont impliqués, il est également très important que la concentration du seul réactif change avec le temps. Augmentation de la concentration des autres réactifs beaucoup plus élevés que le réactif à l’étude fait apparaître que la concentration du seul réactif change pendant l’expérience.

Dans cette expérience, la décomposition catalytique du peroxyde d’hydrogène sur un catalyseur platine est explorée. Le platine étant un catalyseur, une seule espèce est impliquée qui se décompose en deux produits selon la réaction ci-dessous :

2 H₂O₂(aq) → O₂(g) + 2 H₂O(l)

Parce que l’un des produits, O₂, est un gaz, l’augmentation de pression du système au fil du temps peut être mesurée et la Loi des gaz parfaits (PV = nRT) permet d’associer pression moles. Une fois que cela est fait pour plusieurs différentes concentrations du réactif, la Loi de l’ordre et les taux de réaction peut être résolue.

Procedure

1. préparation H₂O₂ Dilutions

Peroxyde d’hydrogène 3 % stock a une concentration de dilutions de préparer 5 M. 0,882 allant de 0,882 M à 0,176 M (tableau 1). Préparer ces solutions volumétriquement, mais préparer additivement puisque le soluté est très dilué et volumes d’eau sont additifs.
Placer les solutions dans un bain d’eau de température constante, ou les laisser sur le comptoir s’équilibrer à température ambiante. Une gamme de température de 20 à 25 ° C (293-298 K) est bonne pour cette réaction.

Le tableau 1. H₂O₂ solutions utilisées.

2. préparation de la cuve de réaction

Pour déterminer le volume de la cuve de réaction, remplissez-le d’eau un grand tube vers le haut et insérer un bouchon en caoutchouc 1 trou dans le tube à essai jusqu’au serrage et l’eau pousse sur les côtés et par le haut.
Retirer le bouchon et verser l’eau dans un cylindre gradué pour déterminer le volume exact de l’eau. C’est le volume total de la cuve de réaction (en éprouvette).

3. mesurer le dégagement d’oxygène

Remplacer l’eau avec 50 mL de la première solution de peroxyde d’hydrogène et placez-le dans l’eau du bain. Une fois équilibrée, ajouter le disque de platine-enduit réaction et sceller le système avec un bouchon relié à un capteur de pression de gaz. Ces disques sont couramment utilisés dans les systèmes de nettoyage des lentilles de contact.
Une fois que le capteur de pression est configuré pour acquérir des données à 2 points/s, exécuter l’expérience pour 120 s. Le capteur de pression de gaz Vernier, GPS-BTA, est recommandé pour cette expérience.
Bulles doivent être observés que le peroxyde est décomposé en eau et en oxygène. Relâcher la pression, jeter la solution, rincer et remplacer la solution avec la prochaine solution de peroxyde d’hydrogène. Répétez la mesure de pression de gaz jusqu’à ce que toutes les solutions sont testées.

4. analyse des données

Transférer tous les fichiers de données de pression versus le temps vers un tableur.
Déterminer les vitesses initiales-suppose que la concentration du peroxyde d’hydrogène n’a pas changé beaucoup durant la courte période de l’expérience. Les données représentent la zone linéaire initiale de l’expérience de cinétique.
1. Déterminer la pente par traçage de pression par rapport au temps et à l’aide d’une pente de régression linéaire ou de formule. Tracer la pression dans une unité commune.
2. La pente est le taux initial en unités de pression/s_O₂.
Déterminer l’ordre de la réaction
1. Parce que la pression évolué O₂ est directement proportionnelle aux moles de décomposé H₂O₂, traçant le ln (taux initial) vs ln [H₂O₂]₀ donne une pente équivalente à l’ordre de la réaction. La concentration initiale de peroxyde d’hydrogène, [H₂O₂]₀, est ce qui a été utilisé dans chacun des essais.
  1. L’équation de la Loi de vitesse est . Prenant le logarithme népérien (ln) de l’équation produit une équation linéaire , où m, la pente, est de l’ordre de la réaction.

Déterminer la vitesse constante, k
1. Pour chaque essai, convertir le taux, P_O2/s, en unités de atm/s si le taux est dans une unité différente comme torr/s.
2. Parce que les bulles ont évolué en solution aqueuse, soustraire la pression de vapeur d’eau à la pression de système pour chaque essai. Le nouveau taux reflète seulement la pression en raison de l’évolution de l’oxygène.
3. Appliquer la Loi des gaz parfaits pour convertir le taux d’atm/s en moles/s dans chaque essai.
  1. Réorganiser les PV = nRT pour n = PV/RT. L’unité de^-1 s reste inchangée. Le volume est équivalent au volume de tube à essai moins le volume de solution (50 mL).
4. La réaction chimique équilibrée permet de convertir de moles d’oxygène produit moles de peroxyde d’hydrogène que se décompose à chaque essai.
5. Diviser les taupes de H₂O₂ par le volume de la solution, 0,050 L, de céder la molarité de H₂O₂ décomposé par seconde, [H₂O₂] / s.
6. Car cette expérience suit la cinétique du premier ordre, diviser le taux, [H₂O₂] / s, par la concentration de la solution originale pour chaque essai, [H₂O₂]₀, pour donner une vitesse constante, k. Cette solution pour la constante de vitesse varie légèrement selon l’ordre de la réaction déterminée précédemment.
7. Moyenne des constantes de vitesse pour chaque essai ensemble puisque la température est constante.

Toutes les réactions chimiques ont un taux spécifique, qui définit la vitesse à laquelle les réactifs se transformer en produits.

Réactions chimiques sont régies par deux facteurs : cinétique et thermodynamique. Les facteurs thermodynamiques représentent ou non une réaction se produira, et si elle absorbe dégage de l’énergie au cours du processus.

Cinétique se réfère au taux d’une réaction chimique, et à quelle vitesse le système atteint l’équilibre. La cinétique d’une réaction est décrite par la Loi de vitesse cinétique, qui définit le taux basé sur une constante de vitesse de réaction, la concentration des composants et l’ordre de la réaction.

Cette vidéo va introduire la cinétique de la réaction à l’aide de l’équation de vitesse droit et démontrera comment déterminer la Loi de vitesse pour une certaine réaction en laboratoire.

Pour une réaction générale, la vitesse de réaction est égale à la constante de vitesse fois les concentrations des réactifs, chacun porté à un ordre de la réaction. Le taux constant, k, est fixé pour une réaction à une température donnée.

Les ordres de réaction sont indépendantes des coefficients stoechiométriques. Au lieu de cela, ils dépendent du mécanisme de réaction et illustrent la façon dont le taux est lié à la concentration des réactifs. Par exemple, si la vitesse de réaction est inchangée lorsque la concentration de « A » double, alors que la réaction ne dépend pas de concentration, et l’ordre est égal à zéro.

Si le taux double lorsque la concentration du réactif « A » double, puis la réaction est du premier ordre en ce qui concerne les « a ». Le même comportement est vrai pour réactif « B ». L’ordre d’une réaction correspond à la somme des commandes réaction individuelle de chaque réactif.

Lors d’une réaction, la concentration des réactifs change avec le temps. Notez que que le basic taux équation ne comprend pas le temps comme variable et ne peut concerner des taux et la concentration à un moment précis. Toutefois, le taux de change que la réaction se produit et que les réactifs sont épuisés. À l’aide d’un différentiel de taux droit peut concerner le changement de concentration à temps.

La loi cinétique d’une réaction doit être déterminée expérimentalement, où une réaction chimique est soigneusement contrôlée à une température constante de la température et la concentration des réactifs ou des produits mesurés à intervalles spécifiques. Étant donné que les mesures de concentration sont faites à des moments distincts, le différentiel de taux droit est difficile à mettre en corrélation aux données expérimentales.

Intégrant les résultats de droit du différentiel de taux dans une équation plus simple, appelée la Loi de vitesse intégré. La Loi de vitesse intégré compare les concentrations des réactifs au début de la réaction et à une heure spécifiée.

L’équation de loi de vitesse intégrée varie en fonction de l’ordre de la réaction. Ces équations peuvent prendre la forme linéaire y = mx + b. Ainsi, un terrain de temps de concentration vs donne un tracé linéaire pour une équation d’ordre zéro, une parcelle de logarithme naturel de concentration temps vs donne un tracé linéaire pour une équation d’ordre premier et ainsi de suite. En ajustant les données expérimentales de ces équations, l’ordre d’une réaction peut être facilement identifié. Le taux constant, k, peut décider à l’aide de la pente de la droite. Enfin, les unités de k varient selon l’ordre de la réaction. Pour une réaction d’ordre zéro, les unités sont moles par litre par seconde, pour une première réaction de l’ordre, les unités sont inverses secondes et pour une seconde réaction de commander les unités sont litres par mole par seconde.

Maintenant que les bases des lois cinétiques ont été expliqués, jetons un oeil à la façon de déterminer expérimentalement la Loi de vitesse pour la décomposition du peroxyde d’hydrogène à l’eau et l’oxygène.

Dans cette expérience, la décomposition catalytique du peroxyde d’hydrogène sur un catalyseur platine est explorée.

Tout d’abord, préparer des 5 dilutions du peroxyde d’hydrogène, comme indiqué dans le tableau. Dans ce cas, les concentrations varient de 0,882 – 0,176 M, en utilisant une solution mère de 0,882 M ou 3 %. Laissez les solutions s’équilibrer à température ambiante.

Ensuite, préparer la cuve de réaction à l’aide d’un tube à essai. Tout d’abord déterminer le volume en remplissant un grand tube vers le haut avec de l’eau. Ensuite, insérez un bouchon en caoutchouc 1 trou jusqu’à ce qu’il est étanche et l’eau pousse hors du trou par le dessus.

Retirer le bouchon et versez l’eau dans un cylindre gradué pour mesurer le volume exact. Il s’agit du volume de la cuve de réaction.

Ensuite, versez 50 mL de la première solution de peroxyde d’hydrogène dans le tube à essai et ensuite placer le tube dans le bain d’eau de 25 ° C. Une fois équilibrée, ajouter un disque de platine réaction couché et sceller le système avec un bouchon relié à un capteur de pression de gaz.

Un des produits étant l’oxygène gazeux, l’augmentation de pression dans le système est utilisée pour mesurer l’augmentation de l’oxygène. Mettre en place le capteur de pression pour acquérir des données à 2 points par s, puis exécutez que l’expérience pour 120 s. bulles doit être visible comme le peroxyde se décompose en eau et en oxygène.

Lorsque la durée de la réaction est terminée, relâcher la pression et de disposer de la solution de peroxyde. Rincer le tube, puis remplir le tube avec la prochaine solution de peroxyde d’hydrogène. Recommencez la mesure de pression de gaz pour toutes les solutions.

Tracer la pression par rapport aux données de temps pour chaque solution. La pression d’oxygène évoluée est directement proportionnelle aux moles d’oxygène constituée selon la Loi des gaz parfaits. Suite à la réaction chimique, les moles d’oxygène formé peuvent être utilisés pour calculer les moles d’eau oxygénée décomposée. Supposons d’abord que la concentration du peroxyde d’hydrogène ne modifiait pas significativement au cours de la courte durée de l’expérience. Ainsi, les données restituées représentent uniquement la zone initiale de l’expérience de cinétique.

Déterminer la pente de chaque ensemble de données à l’aide d’une régression linéaire. La pente est égale à la vitesse de la réaction initiale dans les unités de pression de l’oxygène par seconde.

Ensuite, tracer de logarithme naturel de la réaction initiale taux vs le logarithme naturel de la concentration initiale de peroxyde. La pente est égale à l’ordre de la réaction, m et est environ égale à un. Par conséquent, la réaction est du premier ordre.

Le taux pour chaque essai est en unités de pression en Torr, par seconde. Pour déterminer la constante de vitesse, d’abord convertir le taux d’unités d’atmosphères par seconde. Parce que les bulles ont évolué dans la solution aqueuse, soustraire la pression de vapeur d’eau à la pression de système pour chaque essai. Ensuite, le nouveau taux reflète uniquement la pression due à l’évolution de l’oxygène.

Appliquer la Loi des gaz parfaits pour convertir le taux d’atmosphères en soi en moles par s pour chaque essai. Deux fois les moles d’oxygène produites sont égales aux taupes du peroxyde d’hydrogène que se décompose, selon la stoechiométrie de la réaction chimique. Ensuite, utilisez le volume réactionnel pour convertir les unités de la vitesse en molarité par seconde.

Déterminer les constantes de vitesse pour chaque essai en divisant le taux en molarité par s par la concentration initiale. Dans cette expérience, la constante de vitesse moyenne, k, est environ 1,48 x 10^-4 par s. La réaction est du premier ordre, connu par le logarithme naturel – parcelle de logarithme naturel illustré précédemment. Par conséquent, la Loi de vitesse peut être écrit comme indiqué.

Maintenant que vous avez regardé comment déterminer la Loi de vitesse d’une réaction chimique, permet d’observer certains domaines où ce concept est appliqué.

Réactions chimiques sont utilisées dans la synthèse de composés et de matériaux utilisés dans un large éventail d’applications scientifiques. Il est important de comprendre la vitesse de réaction dans ces étapes de synthèse, afin de contrôler l’état d’avancement d’une réaction.

Par exemple, la synthèse de nanocristaux de séléniure de cadmium et nanotiges procède par une série de réactions chimiques. Chaque réaction a son propre taux de réaction discrète, et donc l’étape de la synthèse est soigneusement contrôlée basée sur la connaissance de vitesse de la réaction ; certains lent et certains très rapide.

La Loi de vitesse de réaction peut également être utilisée pour décrire la désintégration radioactive et déterminer la demi-vie des matières radioactives. Half-Life se réfère à la quantité de temps requis pour que la concentration d’un matériau à tomber à la moitié de sa concentration initiale.

Radioactivité suit la cinétique de premier ordre, ce qui signifie que le temps nécessaire pour les matières radioactives à décliner à un coffre-fort niveau peut être très bien caractérisé, permettant le bon transport et le stockage de matières radioactives et de déchets radioactifs.

Similaires aux matières radioactives, les médicaments aussi ont une demi-vie et dégradent dans le corps. Par exemple, certains médicaments ont des constantes de vitesse élevée, ce qui signifie qu’ils se dégradent rapidement et il faut souvent. La connaissance de ce taux de dégradation permet la détermination de la méthode de livraison, l’utilisation et la posologie appropriée.

Vous avez juste regardé introduction de JoVE aux vitesses de réaction. Vous devez maintenant comprendre les différents ordres de réactions chimiques, comment ils se rapportent à des taux de réaction chimique et comment déterminer la Loi de vitesse d’une réaction chimique donnée en laboratoire.

Merci de regarder !

Results

Oxygène Evolution Data et vitesses initiales

Figure 1. Pression vs chronologiques pour chaque essai à température constante. La pente est équivalente à la vitesse instantanée de la réaction.

Ordre de réaction

Données pour cinq essais et graphique avec pente sont tabulées ci-dessous (tableau 2, Figure 2). La pente du 0.9353 ≈ 1, est une valeur entière de l’ordre de la réaction.

Le tableau 2. Résultats des 5 H₂O₂ essais.

Figure 2. Terrain de logarithme naturel de la concentration par rapport taux. La pente équivaut à l’ordre de la réaction.

Constante de vitesse k

Calculer le taux en mol O2/s en utilisant la Loi des gaz parfaits en soustrayant première sur la pression de vapeur d’eau à 294 K (température de l’expérience de cinétique), 18,7 torr.
Calculer la constante de vitesse en divisant le taux, [H₂O₂] / s par la concentration initiale de [H₂O₂]₀.

Tableau 3. Calcul de la vitesse constante, k.

La constante de vitesse moyenne 2,25 x 10^-4 s^-1 indique la réaction est du premier ordre, basé sur les unités. La Loi de vitesse peut être réécrite sous la forme : taux = 2,25 x 10^-4 s^-1[H₂O₂]₀

Applications and Summary

Alors que la détermination des variables de droit taux peut être impliqué mathématiquement, les méthodes sont en fait assez simples. Tant que la disparition d’un réactif ou l’apparence d’un produit peut être mesurée, parcelles de taux permet de calculer la constante de vitesse. Une extension de cette méthode est fréquemment utilisée pour déterminer l’énergie d’activation d’une réaction, E_un, en mesurant le taux et calcul de la constante de vitesse à différentes températures. Cette méthode consiste à utiliser la Loi d’Arrhenius, k = Ae^(-Ea/RT). La Loi de vitesse, y compris d’ordre de la réaction, la combinaison avec l’activation énergétique d’une réaction fournit un profil cinétique complète pour une réaction rapide comment (ou lent) progresse et fournit des informations concrètes sur comment des facteurs comme la température et concentration peut affecter cette réaction.

Cinétique chimique trouver des applications dans les industries et de domaines aussi variés que les produits pharmaceutiques, sûreté nucléaire, assainissement de l’environnement et des écrans solaires. Par exemple, un médicament donné peut avoir une constante de vitesse très importantes, ce qui signifie qu’il se décompose très rapidement dans le corps. Cela influe sur son utilisation, le dosage et mode de livraison. En ce qui concerne la science nucléaire, radioactivité suit la cinétique de premier ordre, ce qui signifie que le temps nécessaire pour les matières nucléaires se désintègre jusqu’à un niveau de sécurité est très bien caractérisé. Les mesures seraient très semblables à la méthode présentée ici et pourraient aussi s’appliquer à la désintégration de nombreux polluants de l’environnement. De même, écrans solaires carie également avec des profils cinétiques connus permettant aux fabricants d’informer les consommateurs combien de temps la crème solaire doit être appliqué afin de maintenir un niveau sûr.

References

Method adapted from Vetter, T. A., Colombo, D. P. Jr. Kinetics of Platinum-Catalyzed Decomposition of Hydrogen Peroxide, J. Chem. Ed. 80 (7), 788-798 (2003).
David R. Lide, ed. CRC Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: CRC Press (2005).

Transcript

All chemical reactions have a specific rate, which defines how quickly the reactants turn into products.

Chemical reactions are governed by two factors: kinetics and thermodynamics. Thermodynamic factors account for whether or not a reaction will occur, and if it absorbs or gives off energy during the process.

Kinetics refers to the rate of a chemical reaction, and how fast the system reaches equilibrium. The kinetics of a reaction is described by the kinetic rate law, which defines the rate based on a reaction rate constant, the concentration of components, and the order of the reaction.

This video will introduce reaction kinetics using the rate law equation, and will demonstrate how to determine the rate law for a certain reaction in the laboratory.

For a general reaction, the reaction rate equals the rate constant times the concentrations of the reactants, each raised to a reaction order. The rate constant, k, is fixed for a reaction at a given temperature.

The reaction orders are independent of the stoichiometric coefficients. Instead they are dependent on the reaction mechanism, and illustrate how the rate is related to the concentration of reactants. For example, if the reaction rate is unchanged when the concentration of “A” doubles, then the reaction does not depend on concentration, and the order is zero.

If the rate doubles when the concentration of reactant “A” doubles, then the reaction is first order with respect to “A.” The same behavior is true for reactant “B”. The overall order of a reaction is the sum of the individual reaction orders for each reactant.

During a reaction, the concentration of reactants changes with time. Note that that the basic rate equation does not include time as a variable, and can only relate rate and concentration at a specific time point. However, the rate changes as the reaction proceeds and as reactants are depleted. Using a differential rate law can relate the change in concentration to time.

The rate law for a reaction must be determined experimentally, where a chemical reaction is carefully controlled at a constant temperature, and the concentration of the reactants or products measured at specific time intervals. Since concentration measurements are made at discrete time points, the differential rate law is difficult to correlate to experimental data.

Integrating the differential rate law results in a simpler equation, called the integrated rate law. The integrated rate law compares the reactant concentrations at the start of the reaction and at a specified time.

The integrated rate law equation varies depending on the order of the reaction. These equations can take the linear form y=mx+b. Thus, a plot of concentration vs time yields a linear plot for a zero order equation, a plot of the natural log of concentration vs time yields a linear plot for a first order equation, and so on. By fitting experimental data to these equations, the order of a reaction can be easily determined. The rate constant, k, can then be determined using the slope of the line. Finally, the units of k vary depending on the order of the reaction. For a zero order reaction, the units are moles per liter per second, for a first order reaction, the units are inverse seconds and for a second order reaction the units are liter per mole per second.

Now that the basics of kinetic rate laws have been explained, lets take a look at how to experimentally determine the rate law for the decomposition of hydrogen peroxide to water and oxygen.

In this experiment, the catalytic decomposition of hydrogen peroxide over a platinum catalyst is explored.

First, prepare 5 dilutions of hydrogen peroxide, as shown in the table. In this case, concentrations range from 0.882 – 0.176 M, using a 3% or 0.882 M stock solution. Allow the solutions to equilibrate to room temperature.

Next, prepare the reaction vessel using a test tube. First determine the volume by filling a large test tube to the top with water. Then, insert a 1-hole rubber stopper until it is tight and water pushes out of the hole through the top.

Remove the stopper, and pour the water into a graduated cylinder to measure the exact volume. This is the volume of the reaction vessel.

Next, pour 50 mL of the first hydrogen peroxide solution into the test tube, and then place the tube in the 25 °C water bath. Once equilibrated, add a platinum coated reaction disc, and seal the system with a stopper connected to a gas pressure sensor.

Since one of the products is oxygen gas, the increase of pressure in the system is used to measure the increase in oxygen. Set up the pressure sensor to acquire data at 2 points per s, then run the experiment for 120 s. Bubbles should be visible as the peroxide decomposes to oxygen gas and water.

When the reaction period is over, release the pressure and dispose of the peroxide solution. Rinse the tube, then fill the tube with the next hydrogen peroxide solution. Repeat the gas pressure measurement for all solutions.

Plot the pressure versus time data for each solution. The pressure of evolved oxygen is directly proportional to the moles of oxygen formed according to the ideal gas law. Following the chemical reaction, the moles of oxygen formed can be used to calculate the moles of decomposed hydrogen peroxide. First, assume that the concentration of hydrogen peroxide did not change significantly during the short duration of the experiment. Thus, the plotted data represents only the initial region of the kinetics experiment.

Determine the slope of each data set using a linear regression. The slope is equal to the initial reaction rate in units of pressure of oxygen per second.

Next, plot of the natural log of the initial reaction rate vs the natural log of initial peroxide concentration. The slope is equal to the reaction order, m, and is approximately equal to one. Therefore, the reaction is first order.

The rate for each trial is in units of pressure in Torr, per second. To determine the rate constant, first convert the rate to units of atmospheres per second. Because the bubbles evolved in the aqueous solution, subtract the vapor pressure of water from the system pressure for each trial. The new rate then only reflects the pressure due to oxygen evolution.

Apply the ideal gas law to convert the rate from atmospheres per se to moles per s for each trial. Two times the moles of oxygen produced are equal to the moles of hydrogen peroxide decomposed, according to the chemical reaction stoichiometry. Then, use the reaction volume to convert the units of the rate to molarity per second.

Determine the rate constants for each trial by dividing the rate in molarity per s by the initial concentration. In this experiment, the average rate constant, k, is approximately 1.48 x 10-4 per s. The reaction is first order, known from the natural log – natural log plot shown earlier. Therefore, the rate law can be written as shown.

Now that you’ve looked at how to determine the rate law for a chemical reaction, lets look at some areas where this concept is applied.

Chemical reactions are used in the synthesis of compounds and materials used in a wide range of scientific applications. It is important to understand the reaction rate in these synthesis steps, in order to control the progress of a reaction.

For example, the synthesis of cadmium selenide nanocrystals and nanorods proceeds through a series of chemical reactions. Each reaction has its own discrete reaction rate, and therefore synthesis step is carefully controlled based on the knowledge speed of the reaction; some slow and some very quick.

The reaction rate law can also be used to describe radioactive decay, and determine the half-life of radioactive material. Half-life refers to the amount of time required for the concentration of a material to fall to half of its initial concentration.

Radioactivity follows first order kinetics, meaning that the time required for radioactive material to decay to a safe level can be very well characterized, enabling proper transport and storage of radioactive material and radioactive waste.

Similar to radioactive materials, drugs also have a half-life and degrade in the body. For example, some drugs have high rate constants, meaning that they degrade quickly, and must be taken frequently. Knowledge of this degradation rate enables the determination of the appropriate dosage, usage and delivery method.

You’ve just watched JoVE’s introduction to reaction rates. You should now understand the different orders of chemical reactions, how they relate to chemical reaction rates, and how to determine the rate law for a given chemical reaction in the laboratory.

Thanks for watching!

Tags

Rate Laws Order Of Reaction Kinetics Thermodynamics Reaction Rate Equilibrium Rate Law Equation Reaction Rate Constant Concentration Of Reactants Reaction Order Stoichiometric Coefficients Reaction Mechanism