Vidéo: Determining Rate Laws and the Order of Reaction

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

Vue d'ensemble

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 :

Equation 1

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.

Procédure

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

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Résultats

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 tab...

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Applications et Résumé

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 ...

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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).

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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

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.

Table 2
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.

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0:00

Overview

1:00

Principles of the Kinetic Rate Law

4:18

Measuring Oxygen Evolution

6:18

Data Analysis

8:42

Applications

10:25

Summary

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