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Determinação das Leis de Velocidade e da Ordem de Reação

Determining Rate Laws and the Order of Reaction

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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

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10:49 min

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April 30, 2023

Overview

Fonte: Laboratório do Dr. Neal Abrams — SUNY College of Environmental Science and Forestry

Todas as reações químicas têm uma taxa específica que define o progresso dos reagentes indo aos produtos. Essa taxa pode ser influenciada pela temperatura, concentração e as propriedades físicas dos reagentes. A taxa também inclui os intermediários e estados de transição que são formados, mas não são nem o reagente nem o produto. A lei de taxas define o papel de cada reagente em uma reação e pode ser usada para modelar matematicamente o tempo necessário para uma reação prosseguir. A forma geral de uma equação de taxa é mostrada abaixo:

onde A e B são concentrações de diferentes espécies moleculares, m e n são ordens de reação, e k é a constante de taxa. A taxa de quase todas as reações muda ao longo do tempo à medida que os reagentes são esgotados, tornando as colisões eficazes menos propensas a ocorrer. A constante de taxa, no entanto, é fixada para qualquer reação única a uma determinada temperatura. A ordem de reação ilustra o número de espécies moleculares envolvidas em uma reação. É muito importante conhecer a lei da taxa, incluindo taxa constante e ordem de reação, que só pode ser determinada experimentalmente. Neste experimento, exploraremos um método para determinar a lei da taxa e a usaremos para entender o progresso de uma reação química.

Principles

Cinética e Termodinâmica

Todas as reações químicas são regidas por dois fatores, cinética e termodinâmica. O fator termodinâmico é a diferença de energia livre liberada durante uma reação química. Esta energia livre, denominada espontaneidade, é um valor complexo decorrente da entalpia (calor) e entropia (desordem) dentro de uma reação química. Cinética refere-se à taxa de uma reação química e à rapidez com que o sistema atinge o equilíbrio. Enquanto a cinética pode explicar a velocidade da reação, a termodinâmica produz informações sobre sua energia. Simplesmente declarada, a termodinâmica diz respeito à estabilidade e a cinética está relacionada à reatividade.

Taxa determinante

A taxa é uma medida baseada no tempo, o que significa que está constantemente mudando à medida que uma reação prossegue. Isso pode ser representado usando uma lei de alíquota diferencial, expressando a mudança de concentração sobre uma mudança no tempo. Experimentalmente, a lei de alíquotas diferenciais é de difícil utilização, para que possamos usar o cálculo e representar a lei de alíquotas como lei de alíquota integrada, integrando a lei de alíquotas diferenciais. A lei de alíquotas integradas representa as concentrações de reação no início da reação e em um intervalo de tempo especificado. Uma tabela de ordem, lei de taxas e lei de alíquotas integradas é mostrada abaixo:

Cada ordem explica a dependência da concentração reagente na taxa de reação. Por exemplo, uma lei de taxa de ordem zero, taxa = k,indica que a taxa depende apenas da constante de taxa, não da concentração de reagentes. Isso é comum em reações catalíticas onde o catalisador é sólido e a área da superfície não muda durante a reação. Uma lei^{de 1ª} ordem mostra que a taxa depende da concentração de um reagente, embora outros reagentes possam estar presentes. Uma lei de taxa^{de 2ª ordem} indica que a taxa depende da concentração de dois reagentes na reação. Esses reagentes podem ser os mesmos, ou seja, taxa = k[A]², ou diferente, taxa = k[A][B]. Como as duas concentrações estão em constante mudança, as constantes de taxa de segunda ordem podem ser difíceis de medir em laboratório. Independentemente da ordem, o uso da lei de alíquotas integrada simplifica a análise de dados, permitindo a plotagem de dados e a aplicação de uma equação linear para se adequar aos dados. Uma vez que apenas uma lei de taxa integrada se encaixará nos dados, a taxa de taxa de reação de uma reação constante e a ordem de reação podem ser imediatamente identificadas.

Um experimento cinético

Determinar a lei da taxa começa com a criação de um experimento cinético para a reação química. Um experimento de cinética é cuidadosamente controlado para que as medidas sejam feitas em intervalos cronometrado, a fim de determinar a mudança na concentração de uma espécie ao longo do tempo. Essa espécie pode ser um reagente (diminuição da concentração com o tempo) ou um produto (aumentando a concentração com o tempo). Se vários reagentes estão envolvidos, também é muito importante que a concentração de apenas um reagente mude com o tempo. Aumentar a concentração dos outros reagentes muito maior do que o reagente que está sendo estudado faz parecer que a concentração de apenas um reagente muda durante o experimento.

Neste experimento, a decomposição catalítica do peróxido de hidrogênio sobre um catalisador de platina é explorada. Como a platina é um catalisador, apenas uma espécie está envolvida que se decompõe em dois produtos de acordo com a reação abaixo:

2 H₂O₂(aq) → O₂(g) + 2 H₂O(l)

Como um dos produtos, O₂, é um gás, o aumento da pressão do sistema ao longo do tempo pode ser medido e a Lei do Gás Ideal (PV = nRT) usada para relacionar pressão a mols. Uma vez feito isso para várias concentrações diferentes do reagente, a ordem de reação e a lei de taxa pode ser resolvida.

Procedure

1. Preparação de H₂O₂ Diluições

Estoque 3% de peróxido de hidrogênio tem uma concentração de 0,882 M. Prepare 5 diluições que variam de 0,882 M a 0,176 M(Tabela 1). Prepare essas soluções volumosamente, mas prepare-as aditivamente, pois o soluto é muito diluído e os volumes de água são aditivos.
Coloque as soluções em um banho de água de temperatura constante ou deixe-as na parte superior do banco para equilibrar à temperatura ambiente. Uma faixa de temperatura de 20-25 °C (293-298 K) é boa para esta reação.

Mesa 1. Soluções H₂O₂ utilizadas.

2. Preparando o vaso de reação

Para determinar o volume do vaso de reação, encha um grande tubo de ensaio até o topo com água e insira uma rolha de borracha de 1 orifício no tubo de ensaio até que a água e a água empurrem para fora os lados e através da parte superior.
Retire a rolha e despeje a água em um cilindro graduado para determinar o volume exato da água. Este é o volume total do vaso de reação (tubo de ensaio).

3. Medindo a evolução do oxigênio

Substitua a água por 50 mL da primeira solução de peróxido de hidrogênio e coloque-a de volta no banho de água. Uma vez equilibrado, adicione o disco de reação revestido de platina e sele o sistema com uma rolha conectada a um sensor de pressão de gás. Esses discos são comumente usados em sistemas de limpeza de lentes de contato.
Uma vez que o sensor de pressão esteja configurado para adquirir dados a 2 pontos/s, execute o experimento por 120 s. O sensor de pressão de gás Vernier, GPS-BTA, é recomendado para este experimento.
Bolhas devem ser observadas à medida que o peróxido é decomposto ao gás de oxigênio e água. Solte a pressão, descarte a solução, enxágue e substitua a solução pela próxima solução de peróxido de hidrogênio. Repita a medição da pressão do gás até que todas as soluções sejam testadas.

4. Análise de dados

Transfira todos os arquivos de dados de pressão versus tempo para um programa de planilha.
Determinar as taxas iniciais – assumir que a concentração de peróxido de hidrogênio não mudou muito durante o curto período de tempo do experimento. Os dados representam a região linear inicial do experimento cinético.
1. Determine a inclinação plotando pressão versus tempo e usando uma fórmula de inclinação ou regressão linear. Plote a pressão em qualquer unidade comum.
2. A inclinação é a taxa inicial em unidades de pressão_O₂/s.
Determinando a Ordem de Reação
1. Porque a pressão de evoluído O₂ é diretamente proporcional às verrugas da decomposição H₂O₂, plotando aln( taxa inicial ) vs. ln[H₂O₂]₀ rende uma inclinação equivalente à ordem da reação. A concentração inicial de peróxido de hidrogênio, [H₂O₂]₀, é o que foi usado em cada um dos ensaios.
  1. A equação para a lei da taxa é. Tomar o logaritmo natural (ln) da equação produz uma equação linear , onde m, a inclinação, é a ordem da reação.

Determinando a constante de taxa, k
1. Para cada ensaio, converta a taxa, P_O₂/s, em unidades de caixas eletrônicos se a taxa estiver em uma unidade diferente, como torr/s.
2. Como as bolhas evoluíram em solução aquosa, subtraia a pressão de vapor de água da pressão do sistema para cada ensaio. A nova taxa reflete apenas a pressão devido à evolução do oxigênio.
3. Aplique a lei do Gás Ideal para converter a taxa de caixas eletrônicos em moles/s em cada ensaio.
  1. Rearranjar PV = nRT para n = PV/RT. A unidade^S-1 permanece inalterada. O volume é equivalente ao volume do tubo de ensaio menos o volume da solução (50 mL).
4. Use a reação química equilibrada para converter de mols de oxigênio produzidos em mols de peróxido de hidrogênio decompostos em cada ensaio.
5. Divida as verrugas de H₂O₂ pelo volume da solução, 0,050 L, para produzir a molaridade de H₂O₂ decomposto por segundo, [H₂O₂]/s.
6. Como este experimento segue cinética de primeira ordem, divida a taxa, [H₂O₂]/s, pela concentração original de solução para cada ensaio, [H₂O₂]₀, para produzir uma taxa constante, k. Esta solução para a constante de taxa variaria ligeiramente com base na ordem da reação previamente determinada.
7. Média das constantes de taxa para cada ensaio juntos, já que a temperatura é constante.

Todas as reações químicas têm uma taxa específica, que define a rapidez com que os reagentes se transformam em produtos.

As reações químicas são regidas por dois fatores: cinética e termodinâmica. Fatores termodinâmicos explicam se uma reação ocorrerá ou não, e se absorve ou emite energia durante o processo.

Cinética refere-se à taxa de uma reação química, e quão rápido o sistema atinge o equilíbrio. A cinética de uma reação é descrita pela lei da taxa cinética, que define a taxa com base em uma constante taxa de reação, a concentração de componentes e a ordem da reação.

Este vídeo introduzirá cinética de reação usando a equação da lei de taxas, e demonstrará como determinar a lei de taxa para uma determinada reação em laboratório.

Para uma reação geral, a taxa de reação é igual à taxa constante vezes as concentrações dos reagentes, cada uma elevada a uma ordem de reação. A constante de taxa, k, é fixada para uma reação a uma determinada temperatura.

As ordens de reação são independentes dos coeficientes estequiométricos. Em vez disso, dependem do mecanismo de reação e ilustram como a taxa está relacionada à concentração de reagentes. Por exemplo, se a taxa de reação é inalterada quando a concentração de “A” dobra, então a reação não depende da concentração, e a ordem é zero.

Se a taxa dobra quando a concentração de “A” reacionante dobra, então a reação é de primeira ordem em relação a “A”. O mesmo comportamento é verdadeiro para o “B” reativo. A ordem geral de uma reação é a soma das ordens de reação individuais para cada reagente.

Durante uma reação, a concentração de reagentes muda com o tempo. Observe que a equação da taxa básica não inclui o tempo como variável, e só pode relacionar taxa e concentração em um ponto de tempo específico. No entanto, a taxa muda à medida que a reação prossegue e à medida que os reagentes são esgotados. O uso de uma lei de alíquota diferencial pode relacionar a mudança de concentração ao tempo.

A lei de taxa para uma reação deve ser determinada experimentalmente, onde uma reação química é cuidadosamente controlada a uma temperatura constante, e a concentração dos reagentes ou produtos medidos em intervalos de tempo específicos. Uma vez que as medidas de concentração são feitas em pontos de tempo discretos, a lei de alíquota diferencial é difícil de se correlacionar com dados experimentais.

Integrar a lei de alíquotas diferenciais resulta em uma equação mais simples, chamada de lei de alíquota integrada. A lei de alíquota integrada compara as concentrações reagentes no início da reação e em um momento especificado.

A equação da lei da taxa integrada varia dependendo da ordem da reação. Estas equações podem tomar a forma linear y=mx+b. Assim, um enredo de concentração vs tempo produz uma parcela linear para uma equação de ordem zero, um enredo do registro natural de concentração versus tempo produz um enredo linear para uma equação de primeira ordem, e assim por diante. Ao encaixar dados experimentais nessas equações, a ordem de uma reação pode ser facilmente determinada. A taxa constante, k, pode então ser determinada usando a inclinação da linha. Finalmente, as unidades de k variam dependendo da ordem da reação. Para uma reação de ordem zero, as unidades são moles por litro por segundo, para uma reação de primeira ordem, as unidades são inversas segundos e para uma reação de segunda ordem as unidades são litro por toupeira por segundo.

Agora que o básico das leis de taxa cinética foram explicados, vamos dar uma olhada em como determinar experimentalmente a lei de taxa para a decomposição do peróxido de hidrogênio à água e oxigênio.

Neste experimento, a decomposição catalítica do peróxido de hidrogênio sobre um catalisador de platina é explorada.

Primeiro, prepare 5 diluições de peróxido de hidrogênio, como mostrado na tabela. Neste caso, as concentrações variam de 0,882 a 0,176 M, utilizando uma solução de estoque de 3% ou 0,882 M. Permita que as soluções se equilibrem até a temperatura ambiente.

Em seguida, prepare o recipiente de reação usando um tubo de ensaio. Primeiro determine o volume preenchendo um grande tubo de ensaio até o topo com água. Em seguida, insira uma rolha de borracha de 1 orifício até ficar apertada e a água sair do orifício através da parte superior.

Remova a rolha e despeje a água em um cilindro graduado para medir o volume exato. Este é o volume da nave de reação.

Em seguida, despeje 50 mL da primeira solução de peróxido de hidrogênio no tubo de ensaio e, em seguida, coloque o tubo no banho de água de 25 °C. Uma vez equilibrado, adicione um disco de reação revestido de platina e sele o sistema com uma rolha conectada a um sensor de pressão de gás.

Como um dos produtos é gás oxigênio, o aumento da pressão no sistema é usado para medir o aumento do oxigênio. Configure o sensor de pressão para adquirir dados a 2 pontos por s e execute o experimento por 120 s. Bolhas devem ser visíveis à medida que o peróxido se decompõe ao gás de oxigênio e à água.

Quando o período de reação acabar, libere a pressão e elimine a solução de peróxido. Enxágüe o tubo e encha o tubo com a próxima solução de peróxido de hidrogênio. Repita a medição da pressão do gás para todas as soluções.

Plote os dados de pressão versus tempo para cada solução. A pressão do oxigênio evoluído é diretamente proporcional às verrugas de oxigênio formadas de acordo com a lei do gás ideal. Após a reação química, as toupeiras de oxigênio formada podem ser usadas para calcular as toupeiras de peróxido de hidrogênio decomposto. Primeiro, assumir que a concentração de peróxido de hidrogênio não mudou significativamente durante a curta duração do experimento. Assim, os dados plotados representam apenas a região inicial do experimento cinético.

Determine a inclinação de cada conjunto de dados usando uma regressão linear. A inclinação é igual à taxa de reação inicial em unidades de pressão de oxigênio por segundo.

Em seguida, o gráfico do registro natural da taxa de reação inicial versus o registro natural da concentração inicial de peróxido. A inclinação é igual à ordem de reação, m, e é aproximadamente igual a uma. Portanto, a reação é de primeira ordem.

A taxa para cada ensaio está em unidades de pressão em Torr, por segundo. Para determinar a taxa constante, primeiro converta a taxa em unidades de atmosferas por segundo. Como as bolhas evoluíram na solução aquosa, subtraia a pressão de vapor da pressão do sistema para cada ensaio. A nova taxa, então, só reflete a pressão devido à evolução do oxigênio.

Aplique a lei de gás ideal para converter a taxa de atmosferas em si para mols por s para cada ensaio. Duas vezes as verrugas de oxigênio produzidas são iguais às verrugas de peróxido de hidrogênio decompostas, de acordo com a reação química estequiometria. Em seguida, use o volume de reação para converter as unidades da taxa em molaridade por segundo.

Determine as constantes de taxa para cada ensaio dividindo a taxa de molaridade por s pela concentração inicial. Neste experimento, a taxa média constante, k, é de aproximadamente 1,48 x 10^-4 por s. A reação é de primeira ordem, conhecida a partir do log natural – gráfico de registro natural mostrado anteriormente. Portanto, a lei da taxa pode ser escrita como mostrado.

Agora que você analisou como determinar a lei de taxa para uma reação química, vamos olhar para algumas áreas onde este conceito é aplicado.

Reações químicas são usadas na síntese de compostos e materiais utilizados em uma ampla gama de aplicações científicas. É importante entender a taxa de reação nessas etapas de síntese, a fim de controlar o progresso de uma reação.

Por exemplo, a síntese de nanocristais de selenida de cádmio e nanorods prossegue através de uma série de reações químicas. Cada reação tem sua própria taxa de reação discreta e, portanto, a etapa de síntese é cuidadosamente controlada com base na velocidade de conhecimento da reação; alguns lento e alguns muito rápido.

A lei da taxa de reação também pode ser usada para descrever a decadência radioativa, e determinar a meia-vida do material radioativo. Meia-vida refere-se à quantidade de tempo necessária para que a concentração de um material caia para metade de sua concentração inicial.

A radioatividade segue cinética de primeira ordem, o que significa que o tempo necessário para que o material radioativo decaia a um nível seguro possa ser muito bem caracterizado, permitindo o transporte e o armazenamento adequados de material radioativo e resíduos radioativos.

Semelhante aos materiais radioativos, as drogas também têm meia-vida e degradam-se no corpo. Por exemplo, algumas drogas têm constantes de alta taxa, o que significa que elas se degradam rapidamente, e devem ser tomadas com frequência. O conhecimento dessa taxa de degradação permite a determinação do método adequado de dosagem, uso e entrega.

Você acabou de assistir a introdução do JoVE às taxas de reação. Você deve agora entender as diferentes ordens de reações químicas, como elas se relacionam com as taxas de reação química, e como determinar a lei de taxa para uma dada reação química em laboratório.

Obrigado por assistir!

Results

Dados de evolução do oxigênio e taxas iniciais

Figura 1. Dados de pressão versus tempo para cada ensaio em temperatura constante. A inclinação é equivalente à taxa instantânea da reação.

Ordem de Reação

Os dados de cinco ensaios e gráficos com inclinação estão tabulados abaixo(Tabela 2, Figura 2). A inclinação de 0,9353 ≈ 1, é um valor inteiro da ordem de reação.

Mesa 2. Resultados de 5 H₂O₂ ensaios.

Figura 2. Registro natural de concentração versus taxa. A inclinação é equivalente à ordem da reação.

Taxa Constante, k

Calcule a taxa em mol O₂/s usando a lei do Gás Ideal subtraindo pela primeira vez a pressão de vapor de água a 294 K (temperatura do experimento cinético), 18,7 torr.
Calcule a taxa constante dividindo a taxa, [H₂O₂]/s pela concentração inicial de [H₂O₂]₀.

Mesa 3. Cálculo da taxa constante, k.

A taxa média constante, 2,25 x 10^-4 s^-1 indica que a reação é de primeira ordem com base nas unidades. A lei da taxa poderia ser reescrita como: taxa = 2,25 x 10^-4 s^-1[H₂O₂]₀

Applications and Summary

Embora a determinação das variáveis da lei de taxas possa ser envolvida matematicamente, os métodos são realmente bastante simples. Desde que o desaparecimento de um reagente ou aparência de um produto possa ser medido, parcelas de taxa podem ser usadas para calcular a taxa constante. Uma extensão deste método é frequentemente usada para determinar a energia de ativação de uma reação, E_a, medindo a taxa e calculando a constante taxa a uma variedade de temperaturas. Este método envolve o uso da equação de Arrhenius, k = Ae^(-Ea/RT). A combinação da lei de taxas, incluindo a ordem de reação, com a energia de ativação de uma reação fornece um perfil cinético completo para quão rápida (ou lenta) uma reação progride e fornece informações do mundo real sobre como fatores como temperatura e concentração podem afetar essa reação.

Cinética química encontra aplicações em indústrias e campos tão variados quanto produtos farmacêuticos, segurança nuclear, remediação ambiental e protetores solares. Por exemplo, uma determinada droga pode ter uma constante de taxa muito grande, o que significa que ela se decomcai muito rapidamente no corpo. Isso afeta o uso, a dosagem e o método de entrega. Com relação à ciência nuclear, a radioatividade segue cinética de primeira ordem, o que significa que o tempo necessário para que o material nuclear decaia para um nível seguro é muito bem caracterizado. As medições seriam muito semelhantes ao método aqui apresentado e também poderiam ser aplicadas à decomposição de muitos poluentes ambientais. Da mesma forma, os protetores solares também se decompõem com perfis cinéticos conhecidos, permitindo que os fabricantes informem aos consumidores em quanto tempo o protetor solar precisa ser aplicado para manter níveis seguros.

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!

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