المرجع الألكتروني للمعلوماتية
القرآن الكريم وعلومه
العقائد الإسلامية
الفقه وأصوله 
الرجال والحديث 
سيرة الرسول وآله 
علوم اللغة العربية 
الأدب العربي 
الأسرة والمجتمع 
الأخلاق والأدعية 
التاريخ 
الادارة والاقتصاد 
علم الفيزياء 
علم الكيمياء 
علم الأحياء 
الرياضيات 
الهندسة المدنية 
الزراعة 
الجغرافية 
القانون 
اللغة الأنكليزية 
الأخبار 
الإعلام 
مكتبة الصور 
أقلام بمختلف الألوان 
إضاءات
مفتاح
أجوبة الإستفتاءات الشرعية
وثائقيات
علم الكيمياء
الكيمياء التحليلية
الكيمياء الحياتية
الكيمياء العضوية
الكيمياء الفيزيائية
الكيمياء اللاعضوية
مواضيع اخرى في الكيمياء
الكيمياء الصناعية | Determining Rate Laws from Initial Rates |
 470
 02:05 صباحاً
date: 18-12-2020 |
Author : University of Missouri System 
Book or Source : Introductory chemistry 
Page and Part : .................|
Read More
Date: 21-9-2018
100
Date: 18-12-2020
742
Date: 17-12-2020
627
|
The rate law can be determined experimentally using the method of initial rates, where the instantaneous reaction rate is measured immediately on mixing the reactants. The process is repeated over several runs or trials, varying the concentration one reactant at a time. These runs can then be compared to elucidate how changing the concentration of each reactant affects the initial rate.
Example 3
The initial rate of reaction for the reaction E + F → G was measured at three different initial concentrations of reactants as shown in the table.
1. Determine the rate law of the reaction.
2. Determine the rate constant.
| Trial | Initial Rate (mole L-1 s-1) |
[E] (mole L-1) | [F] (mole L-1) |
| 1 | 2.73 x 10-5 | 0.100 | 0.100 |
| 2 | 5.47 x 10-5 | 0.200 | 0.100 |
| 3 | 2.71 x 10-5 | 0.100 | 0.200 |
Solution
1. Comparing trials 1 and 2, [E] is doubled, while [F] and the rate constant are held constant. This comparison will allow us to determine the order of reactant E:
[latex] frac{initial rate 2 }{initial rate 1} [/latex] = [latex] {left(frac{{{mathbf [}{mathbf E}{mathbf ] }}_{{mathbf 2}}}{{{mathbf [}{mathbf E}{mathbf ] }}_{{mathbf 1}}} ight)}^y [/latex]
[latex] frac{{ m 5.47 x }{{ m 10}}^{-5} Ms^{-1} }{{ m 2.73 x }{{ m 10}}^{-5 Ms^{-1}} } [/latex] = [latex] {left(frac{{mathbf 0}.{mathbf 200}{mathbf }{mathbf M}}{{mathbf 0}.{mathbf 100}{mathbf }{mathbf M}} ight)}^y [/latex]
2.00 = 2.00y
y = 1
Therefore, the reaction is first order with respect to [E].
Comparing trials 1 and 3, [F] is doubled, while [E] and the rate constant are held constant. This comparison will allow us to determine the order of reactant F:
[latex] frac{initial rate 3 }{initial rate 1} [/latex] = [latex] {left(frac{{{mathbf [}{mathbf F}{mathbf ] }}_{{mathbf 3}}}{{{mathbf [}{mathbf F}{mathbf ] }}_{{mathbf 1}}} ight)}^z [/latex]
[latex] frac{{ m 2.71 x }{{ m 10}}^{-5} Ms^{-1} }{{ m 2.73 x }{{ m 10}}^{-5 Ms^{-1}} } [/latex] = [latex] {left(frac{{mathbf 0}.{mathbf 200}{mathbf }{mathbf M}}{{mathbf 0}.{mathbf 100}{mathbf }{mathbf M}} ight)}^z [/latex]
0.993 = 2.00z
z = 0
Therefore, the reaction is zero order with respect to [F].
The rate law can now be written as:
Rate = k[E]1
2. Using the rate law we have just determined, substitute in the initial concentration values and initial rate for any trial and solve for the rate constant:
Rate = k[E]1
Using Trial 1: [latex] { m 2.73 x }{{ m 10}}^{-5 }M s^{-1} = kleft({ m 0.100}{ m M} ight) [/latex]
k [latex] = frac{{ m 2.73 x }{{ m 10}}^{-5 }Ms^{-1}}{left({ m 0.100}{ m M} ight)} [/latex]
k = 2.73 x 10-4 s-1
|
|
|
|
علامات بسيطة في جسدك قد تنذر بمرض "قاتل"
|
|
|
|
|
|
|
أول صور ثلاثية الأبعاد للغدة الزعترية البشرية
|
|
|
|
|
|
|
مدرسة دار العلم.. صرح علميّ متميز في كربلاء لنشر علوم أهل البيت (عليهم السلام)
|
|
|
