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

Toutes les réactions chimiques ont une vitesse spécifique, qui définit la vitesse à laquelle les réactifs se transforment en produits.

Les réactions chimiques sont régies par deux facteurs : la cinétique et la thermodynamique. Les facteurs thermodynamiques déterminent si une réaction se produira ou non, et si elle absorbe ou dégage de l’énergie pendant le processus.

La cinétique fait référence à la vitesse d’une réaction chimique et à la vitesse à laquelle le système atteint l’équilibre. La cinétique d’une réaction est décrite par la loi de vitesse cinétique, qui définit la vitesse en fonction d’une constante de vitesse de réaction, de la concentration des composants et de l’ordre de la réaction.

Cette vidéo présentera la cinétique de réaction à l’aide de l’équation de la loi de vitesse et montrera 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 multipliée par les concentrations des réactifs, chacun élevé à un ordre de réaction. La constante de vitesse, k, est fixe pour une réaction à une température donnée.

Les ordres de réaction sont indépendants des coefficients stœchiométriques. Au lieu de cela, ils dépendent du mécanisme de réaction et illustrent comment 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 la réaction ne dépend pas de la concentration et l’ordre est zéro.

Si le taux double lorsque la concentration du réactif « A » double, alors la réaction est de premier ordre par rapport à « A ». Le même comportement est vrai pour le réactif « B ». L’ordre global d’une réaction est la somme des ordres de réaction individuels pour chaque réactif.

Au cours d’une réaction, la concentration des réactifs change avec le temps. Notez que l’équation de base du taux n’inclut pas le temps en tant que variable et ne peut relier le taux et la concentration qu’à un point temporel spécifique. Cependant, la vitesse change au fur et à mesure que la réaction se poursuit et que les réactifs s’appauvrissent. L’utilisation d’une loi de taux différentiel peut relier le changement de concentration au temps.

La loi de vitesse d’une réaction doit être déterminée expérimentalement, où une réaction chimique est soigneusement contrôlée à une température constante, et la concentration des réactifs ou des produits mesurée à des intervalles de temps spécifiques. Étant donné que les mesures de concentration sont effectuées à des points temporels discrets, la loi de vitesse différentielle est difficile à corréler avec les données expérimentales.

L’intégration de la loi différentielle de taux aboutit à une équation plus simple, appelée loi de taux intégrée. La loi de vitesse intégrée compare les concentrations de réactifs au début de la réaction et à un moment donné.

L’équation de la 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 graphique de la concentration en fonction du temps donne un graphique linéaire pour une équation d’ordre zéro, un graphique du logarithme népérien de la concentration en fonction du temps donne un graphique linéaire pour une équation du premier ordre, et ainsi de suite. En ajustant les données expérimentales à ces équations, l’ordre d’une réaction peut être facilement déterminé. La constante de vitesse, k, peut alors être déterminée à l’aide de la pente de la droite. Enfin, les unités de k varient en fonction de l’ordre de la réaction. Pour une réaction d’ordre zéro, les unités sont des moles par litre par seconde, pour une réaction de premier ordre, les unités sont des secondes inverses et pour une réaction de second ordre, les unités sont des litres par mole et par seconde.

Maintenant que les bases des lois de vitesse cinétique ont été expliquées, voyons comment déterminer expérimentalement la loi de vitesse pour la décomposition du peroxyde d’hydrogène en eau et en oxygène.

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

Tout d’abord, préparez 5 dilutions de 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 à 3 % ou 0,882 M. Laissez les solutions s’équilibrer à température ambiante.

Ensuite, préparez le récipient de réaction à l’aide d’un tube à essai. Déterminez d’abord le volume en remplissant d’eau un grand tube à essai jusqu’en haut. Ensuite, insérez un bouchon en caoutchouc à 1 trou jusqu’à ce qu’il soit bien serré et que l’eau s’échappe du trou par le haut.

Retirez 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, puis placez le tube dans le tube à 25 ° ? C. Une fois équilibré, ajoutez un disque de réaction recouvert de platine et scellez le système avec un bouchon relié à un capteur de pression de gaz.

Étant donné que l’un des produits est de l’oxygène gazeux, l’augmentation de la pression dans le système est utilisée pour mesurer l’augmentation de l’oxygène. Configurez le capteur de pression pour qu’il acquière des données en 2 points par seconde, puis exécutez l’expérience pendant 120 s. Des bulles doivent être visibles lorsque le peroxyde se décompose en oxygène gazeux et en eau.

Lorsque la période de réaction est terminée, relâchez la pression et jetez la solution de peroxyde. Rincez le tube, puis remplissez-le avec la solution de peroxyde d’hydrogène suivante. Répétez la mesure de la pression du gaz pour toutes les solutions.

Tracez les données de pression en fonction du temps pour chaque solution. La pression de l’oxygène dégagé est directement proportionnelle aux moles d’oxygène formées selon la loi des gaz parfaits. Après la réaction chimique, les moles d’oxygène formées peuvent être utilisées pour calculer les moles de peroxyde d’hydrogène décomposé. Tout d’abord, supposons que la concentration de peroxyde d’hydrogène n’a pas changé de manière significative pendant la courte durée de l’expérience. Ainsi, les données tracées ne représentent que la région initiale de l’expérience cinétique.

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

Ensuite, tracez le logarithme népérien de la vitesse de réaction initiale en fonction du logarithme naturel de la concentration initiale de peroxyde. La pente est égale à l’ordre de réaction, m, et est approximativement égale à un. Par conséquent, la réaction est de premier ordre.

Le taux pour chaque essai est exprimé en unités de pression en Torr, par seconde. Pour déterminer la constante de vitesse, convertissez d’abord la vitesse en unités d’atmosphères par seconde. Étant donné que les bulles ont évolué dans la solution aqueuse, soustrayez la pression de vapeur de l’eau de la pression du système pour chaque essai. Le nouveau taux ne reflète alors que la pression due au dégagement d’oxygène.

Appliquez la loi des gaz parfaits pour convertir le taux des atmosphères en soi en moles par s° pour chaque essai. Deux fois les moles d’oxygène produites sont égales aux moles de peroxyde d’hydrogène décomposé, selon la stœchiométrie de la réaction chimique. Ensuite, utilisez le volume de réaction pour convertir les unités de la vitesse en molarité par seconde.

Déterminez les constantes de vitesse pour chaque essai en divisant le taux en molarité par s³ par la concentration initiale. Dans cette expérience, la constante de vitesse moyenne, k, est d’environ 1,48 x 10-4 par s. La réaction est de premier ordre, connue par le diagramme logarithmique naturel montré plus haut. Par conséquent, la loi de taux peut être écrite comme indiqué.

Maintenant que vous avez vu comment déterminer la loi de vitesse pour une réaction chimique, examinons certains domaines où ce concept est appliqué.

Les 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 la progression d’une réaction.

Par exemple, la synthèse de nanocristaux et de nanotiges de séléniure de cadmium se fait par une série de réactions chimiques. Chaque réaction a sa propre vitesse de réaction discrète, et donc l’étape de synthèse est soigneusement contrôlée en fonction de la vitesse de connaissance de la réaction ; Certains lents et d’autres très rapides.

La loi de la vitesse de réaction peut également être utilisée pour décrire la désintégration radioactive et déterminer la demi-vie des matières radioactives. La demi-vie fait référence au temps nécessaire pour que la concentration d’un matériau tombe à la moitié de sa concentration initiale.

La radioactivité suit la cinétique de premier ordre, ce qui signifie que le temps nécessaire pour que les matières radioactives se désintègrent à un niveau sûr peut être très bien caractérisé, ce qui permet un transport et un stockage corrects des matières radioactives et des déchets radioactifs.

Comme les matières radioactives, les médicaments ont également une demi-vie et se dégradent dans le corps. Par exemple, certains médicaments ont des constantes de vitesse élevées, ce qui signifie qu’ils se dégradent rapidement et doivent être pris fréquemment. La connaissance de ce taux de dégradation permet de déterminer le dosage, l’utilisation et la méthode d’administration appropriés.

Vous venez de regarder l’introduction de JoVE aux taux de réaction. Vous devez maintenant comprendre les différents ordres de réactions chimiques, comment ils sont liés aux vitesses de réaction chimique et comment déterminer la loi de vitesse pour une réaction chimique donnée en laboratoire.

Merci d’avoir regardé !